النظام الدوري للعناصر الكيميائية (جدول مندليف)- تصنيف العناصر الكيميائية ، وتحديد اعتماد الخصائص المختلفة للعناصر على شحنة النواة الذرية. النظام هو تعبير بياني عن القانون الدوري الذي وضعه الكيميائي الروسي د. آي. مينديليف في عام 1869. تم تطوير نسخته الأصلية بواسطة D.I Mendeleev في 1869-1871 وأثبت اعتماد خصائص العناصر على وزنها الذري (بالمصطلحات الحديثة ، على الكتلة الذرية). في المجموع ، تم اقتراح عدة مئات من المتغيرات لتمثيل النظام الدوري (المنحنيات التحليلية ، والجداول ، والأشكال الهندسية ، وما إلى ذلك). في الإصدار الحديث من النظام ، يفترض تقليص العناصر إلى جدول ثنائي الأبعاد ، حيث يحدد كل عمود (مجموعة) الخصائص الفيزيائية والكيميائية الرئيسية ، وتمثل الصفوف فترات متشابهة لبعضها البعض إلى حد معين .

النظام الدوري للعناصر الكيميائية لـ D.I. Mendeleev

فترات الصفوف مجموعات من العناصر أنا ثانيًا ثالثا رابعا الخامس السادس سابعا ثامنا أنا 1 ح 1,00795 4,002602 الهيليوم ثانيًا 2 لي 6,9412 يكون 9,01218 ب 10,812 من 12,0108 كربون ن 14,0067 نتروجين ا 15,9994 الأكسجين F 18,99840 الفلور 20,179 نيون ثالثا 3 نا 22,98977 ملغ 24,305 ال 26,98154 سي 28,086 السيليكون ص 30,97376 الفوسفور س 32,06 كبريت Cl 35,453 الكلور أر 18 39,948 الأرجون رابعا 4 ك 39,0983 كاليفورنيا 40,08 الشوري 44,9559 تي 47,90 التيتانيوم الخامس 50,9415 الفاناديوم سجل تجاري 51,996 الكروم مينيسوتا 54,9380 المنغنيز الحديد 55,847 حديد شارك 58,9332 كوبالت ني 58,70 النيكل النحاس 63,546 Zn 65,38 جا 69,72 Ge 72,59 الجرمانيوم كما 74,9216 الزرنيخ حد ذاتها 78,96 السيلينيوم Br 79,904 البروم 83,80 الكريبتون الخامس 5 ر 85,4678 ريال سعودى 87,62 ص 88,9059 Zr 91,22 الزركونيوم ملحوظة 92,9064 النيوبيوم مو 95,94 الموليبدينوم ح 98,9062 التكنيشيوم رو 101,07 الروثينيوم Rh 102,9055 الروديوم PD 106,4 البلاديوم اي جي 107,868 قرص مضغوط 112,41 في 114,82 sn 118,69 القصدير سب 121,75 الأنتيمون تي 127,60 التيلوريوم أنا 126,9045 اليود 131,30 زينون السادس 6 سي اس 132,9054 با 137,33 لا 138,9 hf 178,49 الهافنيوم تا 180,9479 التنتالوم دبليو 183,85 التنغستن يكرر 186,207 الرينيوم نظام التشغيل 190,2 الأوزميوم الأشعة تحت الحمراء 192,22 إيريديوم نقطة 195,09 البلاتين Au 196,9665 زئبق 200,59 تل 204,37 الثاليوم الرصاص 207,2 قيادة ثنائية 208,9 البزموت بو 209 البولونيوم في 210 أستاتين 222 رادون سابعا 7 الاب 223 رع 226,0 تيار متردد 227 الأكتينيوم ×× الترددات اللاسلكية 261 رذرفورديوم ديسيبل 262 دوبنيوم سان جرمان 266 سيبورجيوم به 269 البوهريوم ح 269 الهاسيوم جبل 268 meitnerium س 271 دارمشتاتيوم ار جي 272 Сn 285 يوت 113 284 أونونتريوم اوج 289 أونكونكويديوم أعلى 115 288 أونبنتيوم اه 116 293 unungexium Uus 117 294 أونسيبتوم Uuo 118 295 أونوكتيوم لا 138,9 اللانثانم م 140,1 السيريوم العلاقات العامة 140,9 البراسيوديميوم اختصار الثاني 144,2 النيوديميوم مساءً 145 بروميثيوم سم 150,4 السماريوم الاتحاد الأوروبي 151,9 اليوروبيوم Gd 157,3 الجادولينيوم السل 158,9 تيربيوم دى 162,5 الديسبروسيوم هو 164,9 هولميوم إيه 167,3 الإربيوم تم 168,9 الثوليوم يب 173,0 الإيتربيوم لو 174,9 اللوتيتيوم تيار متردد 227 الأكتينيوم العاشر 232,0 الثوريوم بنسلفانيا 231,0 البروتكتينيوم يو 238,0 أورانوس Np 237 النبتونيوم بو 244 البلوتونيوم أكون 243 الأمريسيوم سم 247 الكوريوم bk 247 بيركيليوم راجع 251 كاليفورنيوم إس 252 أينشتينيوم اف ام 257 الفيرميوم م 258 مندليفيوم رقم 259 نوبليوم lr 262 لورنسيوم

لعب الاكتشاف الذي قام به الكيميائي الروسي منديليف (إلى حد بعيد) الدور الأكثر أهمية في تطوير العلوم ، وبالتحديد في تطوير العلوم الذرية والجزيئية. جعل هذا الاكتشاف من الممكن الحصول على أكثر الأفكار مفهومة وسهلة التعلم حول المركبات الكيميائية البسيطة والمعقدة. فقط بفضل الجدول لدينا تلك المفاهيم حول العناصر التي نستخدمها في العالم الحديث. في القرن العشرين ، تجلى الدور التنبئي للنظام الدوري في تقييم الخواص الكيميائية لعناصر عبر اليورانيوم ، الذي أظهره منشئ الجدول.

قدم الجدول الدوري لمندليف ، الذي تم تطويره في القرن التاسع عشر ، لصالح علم الكيمياء ، تنظيمًا منهجيًا جاهزًا لأنواع الذرات لتطوير الفيزياء في القرن العشرين (فيزياء الذرة ونواة الذرة) . في بداية القرن العشرين ، أثبت الفيزيائيون ، من خلال البحث ، أن الرقم التسلسلي (المعروف أيضًا باسم الذري) ، هو أيضًا مقياس للشحنة الكهربائية للنواة الذرية لهذا العنصر. ويحدد عدد الفترة (أي الصف الأفقي) عدد قذائف الإلكترون في الذرة. كما اتضح أن رقم الصف العمودي للجدول يحدد التركيب الكمي للغلاف الخارجي للعنصر (وبالتالي ، فإن عناصر نفس الصف ترجع إلى تشابه الخصائص الكيميائية).

كان اكتشاف العالم الروسي بمثابة حقبة جديدة في تاريخ علوم العالم ، ولم يسمح هذا الاكتشاف بإحداث قفزة هائلة في الكيمياء فحسب ، بل كان أيضًا لا يقدر بثمن لعدد من مجالات العلوم الأخرى. قدم الجدول الدوري نظامًا متماسكًا للمعلومات حول العناصر ، بناءً عليه ، أصبح من الممكن استخلاص استنتاجات علمية ، وحتى توقع بعض الاكتشافات.

الجدول الدوري تتمثل إحدى ميزات الجدول الدوري لمندلييف في أن المجموعة (العمود في الجدول) لديها تعبيرات أكثر أهمية للاتجاه الدوري مقارنة بالفترات أو الكتل. في الوقت الحاضر ، تشرح نظرية ميكانيكا الكم والبنية الذرية الطبيعة الجماعية للعناصر من خلال حقيقة أن لديهم نفس التكوينات الإلكترونية لقذائف التكافؤ ، ونتيجة لذلك ، فإن العناصر الموجودة داخل نفس العمود لها سمات متشابهة جدًا (متطابقة) من التكوين الإلكتروني ، مع خصائص كيميائية مماثلة. هناك أيضًا اتجاه واضح لتغيير مستقر في الخصائص مع زيادة الكتلة الذرية. وتجدر الإشارة إلى أنه في بعض مناطق الجدول الدوري (على سبيل المثال ، في المربعين D و F) ، تكون أوجه التشابه الأفقية ملحوظة أكثر من التشابه الرأسي.

يحتوي الجدول الدوري على مجموعات تم تعيين أرقامها التسلسلية من 1 إلى 18 (من اليسار إلى اليمين) ، وفقًا لنظام تسمية المجموعة الدولي. في الأيام الخوالي ، تم استخدام الأرقام الرومانية لتحديد المجموعات. في أمريكا ، كانت الممارسة هي وضع الحرف "A" بعد الرقم الروماني ، عندما تكون المجموعة في المربعين S و P ، أو الأحرف "B" - للمجموعات الموجودة في المربع D. المعرفات المستخدمة في ذلك الوقت هي هو نفس العدد الأخير من المؤشرات الحديثة في عصرنا (على سبيل المثال ، الاسم IVB ، يتوافق مع عناصر المجموعة الرابعة في عصرنا ، و IVA هي المجموعة الرابعة عشرة من العناصر). في البلدان الأوروبية في ذلك الوقت ، تم استخدام نظام مماثل ، ولكن هنا ، يشير الحرف "A" إلى مجموعات تصل إلى 10 ، والحرف "B" - بعد 10 شامل. لكن المجموعات 8،9،10 كان لها المعرف الثامن كمجموعة ثلاثية واحدة. لم تعد أسماء هذه المجموعات موجودة بعد أن دخل نظام ترميز IUPAC الجديد ، والذي لا يزال قيد الاستخدام حتى اليوم ، حيز التنفيذ في عام 1988.

تلقت العديد من المجموعات أسماء غير منتظمة ذات طبيعة تقليدية (على سبيل المثال ، "معادن الأرض القلوية" ، أو "الهالوجينات" ، وأسماء أخرى مماثلة). لم تتلق المجموعات من 3 إلى 14 مثل هذه الأسماء ، نظرًا لحقيقة أنها أقل تشابهًا مع بعضها البعض ولديها قدر أقل من التطابق مع الأنماط الرأسية ، وعادة ما يتم استدعاؤها إما بالرقم أو باسم العنصر الأول من المجموعة (التيتانيوم ، الكوبالت ، إلخ).

تظهر العناصر الكيميائية التي تنتمي إلى نفس المجموعة من الجدول الدوري اتجاهات معينة في الكهربية ، ونصف القطر الذري وطاقة التأين. في مجموعة واحدة ، من أعلى إلى أسفل ، يزداد نصف قطر الذرة ، حيث تمتلئ مستويات الطاقة ، وتُزال إلكترونات التكافؤ للعنصر من النواة ، بينما تنخفض طاقة التأين وتضعف الروابط في الذرة ، مما يبسط إزالة الإلكترونات. تنخفض أيضًا الكهربية ، وهذا نتيجة لحقيقة أن المسافة بين النواة وإلكترونات التكافؤ تزداد. ولكن هناك أيضًا استثناءات لهذه الأنماط ، على سبيل المثال ، تزداد الكهربية ، بدلاً من التناقص ، في المجموعة 11 ، من أعلى إلى أسفل. يوجد في الجدول الدوري سطر يسمى "فترة".

من بين المجموعات ، هناك تلك التي تكون فيها الاتجاهات الأفقية أكثر أهمية (على عكس المجموعات الأخرى التي تكون فيها الاتجاهات الرأسية أكثر أهمية) ، وتشمل هذه المجموعات الكتلة F ، حيث تشكل اللانثانيدات والأكتينيدات تسلسلين أفقيين مهمين.

تُظهر العناصر أنماطًا معينة من حيث نصف القطر الذري ، والسلبية الكهربية ، وطاقة التأين ، وطاقة تقارب الإلكترون. نظرًا لحقيقة أنه لكل عنصر تالٍ يزداد عدد الجسيمات المشحونة ، وتنجذب الإلكترونات إلى النواة ، وينخفض ​​نصف القطر الذري في الاتجاه من اليسار إلى اليمين ، جنبًا إلى جنب مع هذا ، تزداد طاقة التأين ، مع زيادة في الرابطة في الذرة ، تزداد صعوبة إزالة الإلكترون. تتميز المعادن الموجودة على الجانب الأيسر من الجدول بمؤشر طاقة تقارب أقل للإلكترون ، وبالتالي ، على الجانب الأيمن ، مؤشر طاقة تقارب الإلكترون ، بالنسبة لغير المعادن ، يكون هذا المؤشر أعلى (بدون احتساب الغازات النبيلة).

مناطق مختلفة من الجدول الدوري لمندلييف ، اعتمادًا على غلاف الذرة الذي يعمل عليه آخر إلكترون ، وبالنظر إلى أهمية غلاف الإلكترون ، فمن المعتاد وصفه على أنه كتل.

تتضمن الكتلة S أول مجموعتين من العناصر ، (الفلزات الأرضية القلوية والقلوية ، الهيدروجين والهيليوم).
تشتمل الكتلة P على المجموعات الست الأخيرة ، من 13 إلى 18 (وفقًا لـ IUPAC ، أو وفقًا للنظام المعتمد في أمريكا - من IIIA إلى VIIIA) ، وتشمل هذه الكتلة أيضًا جميع أشباه الفلزات.

Block - D ، المجموعات من 3 إلى 12 (IUPAC ، أو IIIB إلى IIB باللغة الأمريكية) ، تشمل هذه الكتلة جميع المعادن الانتقالية.
بلوك - F ، يؤخذ عادة من الجدول الدوري ، ويتضمن اللانثانيدات والأكتينيدات.

الأثير في الجدول الدوري

الأثير العالمي هو مادة أي عنصر كيميائي ، وبالتالي ، من أي مادة ، فهو المادة الحقيقية المطلقة باعتبارها الجوهر العالمي المكون للعنصر.الأثير العالمي هو مصدر وتاج الجدول الدوري الأصلي بأكمله ، بدايته ونهايته ، ألفا وأوميغا في الجدول الدوري للعناصر لديمتري إيفانوفيتش مندليف.

في الفلسفة القديمة ، يعتبر الأثير (أيثر يوناني) ، جنبًا إلى جنب مع الأرض والماء والهواء والنار ، أحد العناصر الخمسة للوجود (وفقًا لأرسطو) - الجوهر الخامس (quinta essentia - اللاتيني) ، ويُفهم على أنه أجود المواد المخترقة. في نهاية القرن التاسع عشر ، كانت فرضية العالم الأثير (ME) ، التي تملأ مساحة العالم بأكملها ، مستخدمة على نطاق واسع في الأوساط العلمية. كان يُفهم على أنه سائل عديم الوزن ومرن يتخلل جميع الأجسام. حاول وجود الأثير شرح العديد من الظواهر والخصائص الفيزيائية.

مقدمة.
كان لدى مندليف اكتشافان علميان أساسيان:
1 - اكتشاف القانون الدوري في مادة الكيمياء.
2 - اكتشاف العلاقة بين مادة الكيمياء ومادة الأثير وهي: جزيئات الأثير تشكل الجزيئات والنوى والإلكترونات وغيرها ، ولكنها لا تشارك في التفاعلات الكيميائية.
الأثير - جسيمات المادة بحجم ~ 10-100 متر (في الواقع - "اللبنات الأولى" للمادة).

بيانات. كان الأثير في الجدول الدوري الأصلي. تقع خلية الأثير في المجموعة الصفرية مع الغازات الخاملة وفي الصف الصفري كعامل رئيسي لتشكيل النظام لبناء نظام العناصر الكيميائية. بعد وفاة مندليف ، تم تشويه الجدول ، وإزالة الأثير منه وإلغاء المجموعة الصفرية ، وبالتالي إخفاء الاكتشاف الأساسي للمعنى المفاهيمي.
في جداول الأثير الحديثة: 1 - غير مرئي ، 2 - وغير مخمن (بسبب عدم وجود مجموعة صفرية).

مثل هذا التزوير المتعمد يعيق تطور تقدم الحضارة.
كان من الممكن استبعاد الكوارث التي من صنع الإنسان (مثل تشيرنوبيل وفوكوشيما) إذا تم استثمار الموارد الكافية في وضع جدول دوري حقيقي في الوقت المناسب. يجري إخفاء المعرفة المفاهيمية على المستوى العالمي من أجل "خفض" الحضارة.

نتيجة. في المدارس والجامعات يقومون بتدريس جدول دوري تم اقتصاصه.
تقييم الوضع. الجدول الدوري بدون الأثير هو نفسه الإنسانية بدون أطفال - يمكنك أن تعيش ، لكن لن يكون هناك تطور ولا مستقبل.
ملخص. إذا كان أعداء البشرية يخفون المعرفة ، فإن مهمتنا هي الكشف عن هذه المعرفة.
استنتاج. هناك عدد أقل من العناصر في الجدول الدوري القديم وبعد نظر أكثر من الجدول الدوري الحديث.
استنتاج. مستوى جديد ممكن فقط عندما تتغير حالة المعلومات للمجتمع.

حصيلة. لم تعد العودة إلى الجدول الدوري الحقيقي قضية علمية ، بل قضية سياسية.

ما هو المعنى السياسي الرئيسي لتعاليم أينشتاين؟كان يتألف بأي شكل من الأشكال من منع وصول البشرية إلى مصادر الطاقة الطبيعية التي لا تنضب ، والتي تم فتحها من خلال دراسة خصائص الأثير العالمي. في حالة النجاح على هذا المسار ، فقدت الأوليغارشية المالية العالمية قوتها في هذا العالم ، لا سيما في ضوء الأحداث بأثر رجعي لتلك السنوات: حقق Rockefellers ثروة لا يمكن تصورها تجاوزت ميزانية الولايات المتحدة في المضاربة على النفط ، والخسارة. دور النفط الذي احتله "الذهب الأسود" في هذا العالم - دور دماء الاقتصاد العالمي - لم يلهمهم.

هذا لم يلهم القلة الأخرى - ملوك الفحم والصلب. لذلك توقف الملياردير المالي مورغان فورًا عن تمويل تجارب نيكولا تيسلا ، عندما اقترب من النقل اللاسلكي للطاقة واستخراج الطاقة "من العدم" - من الأثير العالمي. بعد ذلك ، لم يقدم أحد مساعدة مالية لصاحب عدد كبير من الحلول التقنية المجسدة في الممارسة - التضامن بين أباطرة المال كلصوص في القانون والشعور الهائل بمصدر الخطر. لذلك ضد الإنسانية ونفذ تخريب يسمى "النظرية النسبية الخاصة".

سقطت إحدى الضربات الأولى على طاولة ديمتري مندليف ، حيث كان الأثير هو الرقم الأول ، وكانت الانعكاسات على الأثير هي التي أدت إلى رؤية مندلييف الرائعة - جدوله الدوري للعناصر.

فصل من المقال: V.G. روديونوف. مكانة العالم ودوره في الجدول الحقيقي لـ D.I. مندليف

6. Argumentum ad rem

ما يتم تقديمه الآن في المدارس والجامعات تحت اسم "الجدول الدوري للعناصر الكيميائية لـ D.I. Mendeleev ، "هو مزيف تمامًا.

آخر مرة ، في شكل غير مشوه ، رأى الجدول الدوري الحقيقي النور في عام 1906 في سانت بطرسبرغ (كتاب "أساسيات الكيمياء" ، الطبعة الثامنة). وفقط بعد 96 عامًا من النسيان ، ظهر الجدول الدوري الحقيقي من الرماد لأول مرة بفضل نشر أطروحة في مجلة ZhRFM التابعة للجمعية الفيزيائية الروسية.

بعد الموت المفاجئ لـ D.I Mendeleev وموت زملائه العلميين المخلصين في الجمعية الفيزيائية والكيميائية الروسية ، رفع يده لأول مرة إلى الخلق الخالد لـ Mendeleev - ابن صديق وزميل D. المجتمع - بوريس نيكولايفيتش مينشوتكين. بالطبع ، لم يتصرف مينشوتكين بمفرده - لقد نفذ الأمر فقط. بعد كل شيء ، النموذج الجديد للنسبية يتطلب رفض فكرة العالم الأثير. وبالتالي تم رفع هذا المطلب إلى مرتبة العقيدة ، وتم تزوير أعمال دي. آي. مندليف.

التشويه الرئيسي للجدول هو نقل "مجموعة الصفر" من الجدول إلى نهايته ، إلى اليمين ، وإدخال ما يسمى. "فترات". نؤكد أن مثل هذا التلاعب (للوهلة الأولى فقط - غير ضار) يمكن تفسيره منطقيًا فقط كإزالة واعية للرابط المنهجي الرئيسي في اكتشاف منديليف: النظام الدوري للعناصر في بدايتها ، مصدرها ، أي. في الزاوية اليسرى العلوية من الجدول ، يجب أن تحتوي على مجموعة صفرية وصفر صفري ، حيث يوجد العنصر "X" (وفقًا لمندليف - "نيوتونيوم") ، أي البث العالمي.
علاوة على ذلك ، كونه العنصر الأساسي الوحيد في الجدول بأكمله للعناصر المشتقة ، فإن هذا العنصر "X" هو وسيطة الجدول الدوري بأكمله. يؤدي نقل المجموعة الصفرية من الجدول إلى نهايته إلى تدمير فكرة هذا المبدأ الأساسي لنظام العناصر بأكمله وفقًا لمندليف.

لتأكيد ما ورد أعلاه ، دعونا نعطي الكلمة لـ D. I Mendeleev نفسه.

"... إذا كانت نظائر الأرجون لا تعطي مركبات على الإطلاق ، فمن الواضح أنه من المستحيل تضمين أي من مجموعات العناصر المعروفة سابقًا ، وبالنسبة لهم يجب فتح مجموعة خاصة صفر ... هذا الموضع من نظائر الأرجون في المجموعة الصفرية هي نتيجة منطقية تمامًا لفهم القانون الدوري ، وبالتالي (من الواضح أن الموضع في المجموعة الثامنة غير صحيح) لم يتم قبوله من قبلي فحسب ، ولكن أيضًا من قِبل Braisner و Piccini وغيرهم ... الآن ، عندما أصبح من غير أدنى شك أن هناك مجموعة صفرية أمام تلك المجموعة الأولى ، حيث يجب وضع الهيدروجين ، حيث يكون لممثليها أوزان ذرية أقل من تلك الخاصة بعناصر المجموعة الأولى ، يبدو لي ذلك مستحيلًا لإنكار وجود عناصر أخف من الهيدروجين.

من بين هؤلاء ، دعونا أولاً ننتبه إلى عنصر الصف الأول من المجموعة الأولى. دعنا نشير إليها بـ "y". من الواضح أنه سينتمي إلى الخصائص الأساسية لغازات الأرجون ... "Koroniy" ، بكثافة تصل إلى 0.2 بالنسبة للهيدروجين ؛ ولا يمكن بأي حال من الأحوال أن يكون العالم أثير.

ومع ذلك ، فإن هذا العنصر "y" ضروري من أجل الاقتراب ذهنيًا من العنصر الأكثر أهمية ، وبالتالي العنصر الأكثر سرعة في الحركة "x" ، والذي ، في رأيي ، يمكن اعتباره الأثير. أود أن أسميها "نيوتونيوم" تكريماً لنيوتن الخالد ... لا يمكن تخيل مشكلة الجاذبية ومشكلة كل الطاقة (!!! - في. روديونوف) حقاً دون فهم حقيقي الأثير كوسيط عالمي ينقل الطاقة عبر مسافات. لا يمكن تحقيق الفهم الحقيقي للأثير بتجاهل كيمياءه وعدم اعتباره مادة أولية ؛ لا يمكن تصور المواد الأولية الآن دون إخضاعها لقانون دوري "(" محاولة لفهم كيميائي للأثير العالمي "، 1905 ، ص 27).

"هذه العناصر ، من حيث أوزانها الذرية ، احتلت مكانًا محددًا بين الهاليدات والفلزات القلوية ، كما أوضح رامزي في عام 1900. من الضروري من هذه العناصر تكوين مجموعة صفرية خاصة ، والتي تم التعرف عليها لأول مرة في عام 1900 من قبل Herrere في بلجيكا. أعتبر أنه من المفيد أن أضيف هنا أنه ، بالحكم المباشر على عدم القدرة على الجمع بين عناصر المجموعة الصفرية ، يجب وضع نظائر الأرجون قبل عناصر المجموعة 1 ، ووفقًا لروح النظام الدوري ، نتوقع لهم ذرية أقل. الوزن من المعادن القلوية.

هكذا اتضح. وإذا كان الأمر كذلك ، فإن هذا الظرف ، من ناحية ، بمثابة تأكيد لصحة المبادئ الدورية ، ومن ناحية أخرى ، يوضح بوضوح علاقة نظائر الأرجون بالعناصر الأخرى المعروفة سابقًا. نتيجة لذلك ، من الممكن تطبيق المبادئ التي يتم تحليلها على نطاق أوسع من ذي قبل ، وانتظار عناصر الصف الصفري ذات الأوزان الذرية الأقل بكثير من تلك الموجودة في الهيدروجين.

وبالتالي ، يمكن إثبات أنه في الصف الأول ، أولاً قبل الهيدروجين ، يوجد عنصر من المجموعة الصفرية بوزن ذري 0.4 (ربما يكون هذا هو كورونيوم يونغ) ، وفي الصف الصفري ، في المجموعة الصفرية ، هناك هو عنصر مقيد بوزن ذري صغير بشكل مهم ، وغير قادر على التفاعلات الكيميائية ويمتلك نتيجة لذلك حركة جزئية (غازية) سريعة للغاية.

هذه الخصائص ، ربما ، ينبغي أن تنسب إلى ذرات العالم (!!! - V. Rodionov) اختراق الأثير. لقد أشرت إلى فكرة هذا في مقدمة هذه الطبعة وفي مقال بمجلة روسية عام 1902 ... "(" أساسيات الكيمياء. الطبعة الثامنة ، 1906 ، ص 613 وما يليها).
1 , , ,

من التعليقات:

بالنسبة للكيمياء ، يكفي الجدول الدوري الحديث للعناصر.

يمكن أن يكون دور الأثير مفيدًا في التفاعلات النووية ، ولكن حتى هذا دور ضئيل للغاية.
يعتبر تفسير تأثير الأثير أقرب ما يكون في ظاهرة اضمحلال النظائر. ومع ذلك ، فإن هذه المحاسبة معقدة للغاية ولا يقبل جميع العلماء وجود الانتظام.

أبسط دليل على وجود الأثير: ظاهرة فناء زوج البوزيترون والإلكترون وظهور هذا الزوج من الفراغ ، وكذلك استحالة التقاط إلكترون أثناء السكون. وكذلك هو المجال الكهرومغناطيسي والتشابه الكامل بين الفوتونات في الفراغ والموجات الصوتية - الفونونات في البلورات.

الأثير هو مادة متباينة ، إذا جاز التعبير ، ذرات في حالة مفككة ، أو بشكل صحيح ، جسيمات أولية تتشكل منها ذرات المستقبل. لذلك ، لا مكان له في الجدول الدوري ، لأن منطق بناء هذا النظام لا يعني تضمينه في تكوينه هياكل غير متكاملة ، وهي الذرات نفسها. خلافًا لذلك ، من الممكن إيجاد مكان للكواركات في مكان ما في فترة ناقص الأولى.
الأثير نفسه له بنية أكثر تعقيدًا ومتعددة المستويات للتجلية في الوجود العالمي مما يعرفه العلم الحديث عنه. بمجرد أن تكشف عن الأسرار الأولى لهذا الأثير المراوغ ، سيتم اختراع محركات جديدة لجميع أنواع الآلات وفقًا لمبادئ جديدة تمامًا.
في الواقع ، ربما كان تسلا هو الوحيد الذي كان على وشك حل لغز ما يسمى الأثير ، لكنه مُنع عمداً من تنفيذ خططه. لذلك ، حتى اليوم ، لم يولد هذا العبقري بعد الذي سيواصل عمل المخترع العظيم ويخبرنا جميعًا ما هو الأثير الغامض حقًا وما هي القاعدة التي يمكن وضعها عليها.

إذا كان من الصعب عليك فهم الجدول الدوري ، فأنت لست وحدك! على الرغم من صعوبة فهم مبادئها ، فإن تعلم العمل معها سيساعد في دراسة العلوم الطبيعية. للبدء ، ادرس بنية الجدول وما هي المعلومات التي يمكن تعلمها منه حول كل عنصر كيميائي. ثم يمكنك البدء في استكشاف خصائص كل عنصر. وأخيرًا ، باستخدام الجدول الدوري ، يمكنك تحديد عدد النيوترونات في ذرة عنصر كيميائي معين.

خطوات

الجزء 1

هيكل الجدول

يبدأ الجدول الدوري ، أو الجدول الدوري للعناصر الكيميائية ، من أعلى اليسار وينتهي في نهاية السطر الأخير من الجدول (أسفل اليمين). العناصر الموجودة في الجدول مرتبة من اليسار إلى اليمين بترتيب تصاعدي لعددهم الذري. يخبرك العدد الذري بعدد البروتونات في ذرة واحدة. بالإضافة إلى ذلك ، كلما زاد العدد الذري ، تزداد الكتلة الذرية. وهكذا ، من خلال موقع عنصر في الجدول الدوري ، يمكنك تحديد كتلته الذرية.

كما ترى ، يحتوي كل عنصر تالٍ على بروتون واحد أكثر من العنصر الذي يسبقه.هذا واضح عندما تنظر إلى الأعداد الذرية. تزداد الأعداد الذرية بمقدار واحد وأنت تنتقل من اليسار إلى اليمين. نظرًا لأن العناصر مرتبة في مجموعات ، تظل بعض خلايا الجدول فارغة.

• على سبيل المثال ، يحتوي الصف الأول من الجدول على الهيدروجين ، الذي يحتوي على العدد الذري 1 ، والهيليوم الذي يحتوي على العدد الذري 2. ومع ذلك ، فهما على طرفي نقيض لأنهما ينتميان إلى مجموعات مختلفة.

1. تعرف على المجموعات التي تتضمن عناصر ذات خصائص فيزيائية وكيميائية متشابهة.توجد عناصر كل مجموعة في العمود الرأسي المقابل. كقاعدة عامة ، يشار إليها بنفس اللون ، مما يساعد على تحديد العناصر ذات الخواص الفيزيائية والكيميائية المتشابهة والتنبؤ بسلوكها. جميع عناصر مجموعة معينة لها نفس عدد الإلكترونات في الغلاف الخارجي.

   • يمكن أن يعزى الهيدروجين إلى كل من مجموعة الفلزات القلوية ومجموعة الهالوجينات. في بعض الجداول يشار إليه في كلا المجموعتين.
   • في معظم الحالات ، يتم ترقيم المجموعات من 1 إلى 18 ، ويتم وضع الأرقام في أعلى أو أسفل الجدول. يمكن كتابة الأرقام بالأرقام الرومانية (مثل IA) أو العربية (مثل 1A أو 1).
   • عند الانتقال بطول العمود من أعلى إلى أسفل ، يقولون إنك "تتصفح المجموعة".

2. اكتشف سبب وجود خلايا فارغة في الجدول.يتم ترتيب العناصر ليس فقط وفقًا لعددها الذري ، ولكن أيضًا وفقًا للمجموعات (عناصر نفس المجموعة لها خصائص فيزيائية وكيميائية متشابهة). هذا يجعل من السهل فهم سلوك العنصر. ومع ذلك ، مع زيادة العدد الذري ، لا يتم دائمًا العثور على العناصر التي تقع في المجموعة المقابلة ، لذلك توجد خلايا فارغة في الجدول.

   • على سبيل المثال ، تحتوي الصفوف الثلاثة الأولى على خلايا فارغة ، نظرًا لأن المعادن الانتقالية توجد فقط من العدد الذري 21.
   • العناصر ذات الأعداد الذرية من 57 إلى 102 تنتمي إلى العناصر الأرضية النادرة ، وعادة ما يتم وضعها في مجموعة فرعية منفصلة في الركن الأيمن السفلي من الجدول.

3. يمثل كل صف من الجدول فترة.جميع عناصر نفس الفترة لها نفس عدد المدارات الذرية التي توجد فيها الإلكترونات في الذرات. عدد المدارات يتوافق مع رقم الفترة. يحتوي الجدول على 7 صفوف ، أي 7 فترات.

   • على سبيل المثال ، ذرات عناصر الفترة الأولى لها مدار واحد ، وذرات عناصر الفترة السابعة لها 7 مدارات.
   • كقاعدة عامة ، تتم الإشارة إلى الفترات بالأرقام من 1 إلى 7 على يسار الجدول.
   • أثناء تحركك على طول خط من اليسار إلى اليمين ، يُقال إنك "تفحص خلال فترة".

4. تعلم كيفية التمييز بين المعادن والفلزات واللافلزات.ستفهم خصائص عنصر بشكل أفضل إذا كان بإمكانك تحديد النوع الذي ينتمي إليه. للراحة ، في معظم الطاولات ، تتم الإشارة إلى المعادن والفلزات واللافلزات بألوان مختلفة. المعادن على اليسار ، واللامعدنية على الجانب الأيمن من الطاولة. توجد الفلزات بينهما.

   الجزء 2

   تسميات العنصر

   1. يتم تحديد كل عنصر بحرف واحد أو اثنين من الأحرف اللاتينية.كقاعدة عامة ، يظهر رمز العنصر بأحرف كبيرة في وسط الخلية المقابلة. الرمز هو اسم مختصر لعنصر هو نفسه في معظم اللغات. عند إجراء التجارب والعمل مع المعادلات الكيميائية ، يتم استخدام رموز العناصر بشكل شائع ، لذلك من المفيد تذكرها.

      • عادةً ما تكون رموز العناصر اختصارًا لاسمها اللاتيني ، على الرغم من أنها مشتقة من الاسم الشائع للبعض ، خاصة العناصر المكتشفة حديثًا. على سبيل المثال ، يُرمز إلى الهيليوم بالرمز He ، وهو قريب من الاسم الشائع في معظم اللغات. في الوقت نفسه ، تم تعيين الحديد على أنه Fe ، وهو اختصار لاسمه اللاتيني.

   2. انتبه إلى الاسم الكامل للعنصر ، إذا كان موجودًا في الجدول.يُستخدم "اسم" العنصر هذا في النصوص العادية. على سبيل المثال ، "الهليوم" و "الكربون" هي أسماء العناصر. عادةً ، وليس دائمًا ، يتم إعطاء الأسماء الكاملة للعناصر تحت رمزها الكيميائي.

      • في بعض الأحيان لا يتم الإشارة إلى أسماء العناصر في الجدول ويتم إعطاء رموزها الكيميائية فقط.

   3. أوجد العدد الذري.عادةً ما يكون العدد الذري لعنصر ما موجودًا في الجزء العلوي من الخلية المقابلة ، في المنتصف أو في الزاوية. يمكن أن يظهر أيضًا أسفل الرمز أو اسم العنصر. العناصر لها أعداد ذرية من 1 إلى 118.

      • العدد الذري دائمًا عدد صحيح.

   4. تذكر أن العدد الذري يتوافق مع عدد البروتونات في الذرة.تحتوي جميع ذرات العنصر على نفس عدد البروتونات. على عكس الإلكترونات ، يظل عدد البروتونات في ذرات العنصر ثابتًا. خلاف ذلك ، كان من الممكن أن يتحول عنصر كيميائي آخر!

في الطبيعة ، هناك الكثير من التسلسلات المتكررة:

• مواسم؛
• أوقات اليوم؛
• أيام الأسبوع…

في منتصف القرن التاسع عشر ، لاحظ D.I Mendeleev أن الخصائص الكيميائية للعناصر لها أيضًا تسلسل معين (يقولون أن هذه الفكرة جاءت إليه في المنام). كانت نتيجة الأحلام المعجزة للعالم هي الجدول الدوري للعناصر الكيميائية ، حيث قام D.I. رتب مندليف العناصر الكيميائية بترتيب زيادة الكتلة الذرية. في الجدول الحديث ، يتم ترتيب العناصر الكيميائية بترتيب تصاعدي للعدد الذري للعنصر (عدد البروتونات في نواة الذرة).

يظهر الرقم الذري فوق رمز العنصر الكيميائي ، أسفل الرمز كتلته الذرية (مجموع البروتونات والنيوترونات). لاحظ أن الكتلة الذرية لبعض العناصر ليست عددًا صحيحًا! تذكر النظائر!الكتلة الذرية هي المتوسط ​​المرجح لجميع نظائر العنصر التي تحدث بشكل طبيعي في ظل الظروف الطبيعية.

يوجد أسفل الجدول اللانثانيدات والأكتينيدات.

المعادن ، اللافلزات ، أشباه الفلزات

توجد في الجدول الدوري على يسار الخط المائل المتدرج الذي يبدأ بالبورون (B) وينتهي بالبولونيوم (Po) (الاستثناءات هي الجرمانيوم (Ge) والأنتيمون (Sb). من السهل رؤية تلك المعادن تشغل معظم الجدول الدوري الخصائص الرئيسية للمعادن: صلبة (باستثناء الزئبق) ؛ لامع ؛ موصلات كهربائية وحرارية جيدة ؛ مطيل ؛ مرن ؛ التبرع بالإلكترونات بسهولة.

يتم استدعاء العناصر الموجودة على يمين القطر المتدرج B-Po غير المعادن. خصائص اللافلزات معاكسة مباشرة لخصائص المعادن: الموصلات السيئة للحرارة والكهرباء ؛ قابل للكسر؛ غير مزورة. غير بلاستيك عادة تقبل الإلكترونات.

الفلزات

بين المعادن واللافلزات نصف معدلة(الفلزات). تتميز بخصائص كل من المعادن وغير المعدنية. وجدت المواد شبه المعدنية تطبيقها الصناعي الرئيسي في إنتاج أشباه الموصلات ، والتي بدونها لا يمكن تصور وجود دوائر كهربائية أو معالج دقيق حديث.

فترات ومجموعات

كما ذكر أعلاه ، يتكون الجدول الدوري من سبع فترات. في كل فترة ، تزداد الأعداد الذرية للعناصر من اليسار إلى اليمين.

تتغير خصائص العناصر في الفترات بالتتابع: لذا فإن الصوديوم (Na) والمغنيسيوم (Mg) ، وهما في بداية الفترة الثالثة ، يتخلى عن الإلكترونات (Na يعطي إلكترونًا واحدًا: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ؛ Mg يعطي إلكترونين: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2). لكن الكلور (Cl) ، الموجود في نهاية الفترة ، يأخذ عنصرًا واحدًا: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5.

في المجموعات ، على العكس من ذلك ، كل العناصر لها نفس الخصائص. على سبيل المثال ، في مجموعة IA (1) ، تتبرع جميع العناصر من الليثيوم (Li) إلى الفرانسيوم (Fr) بإلكترون واحد. وجميع عناصر المجموعة VIIA (17) تأخذ عنصرًا واحدًا.

بعض المجموعات مهمة جدًا لدرجة أنه تم إعطاؤها أسماء خاصة. تتم مناقشة هذه المجموعات أدناه.

المجموعة الأولى (1). تحتوي ذرات عناصر هذه المجموعة على إلكترون واحد فقط في طبقة الإلكترون الخارجية ، لذا فهي تتبرع بسهولة بإلكترون واحد.

أهم المعادن القلوية هي الصوديوم (Na) والبوتاسيوم (K) ، حيث أنها تلعب دورًا مهمًا في عملية حياة الإنسان وتشكل جزءًا من الأملاح.

التكوينات الإلكترونية:

• لي- 1s 2 2s 1 ؛
• نا- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ؛
• ك- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

المجموعة IIA (2). تحتوي ذرات عناصر هذه المجموعة على إلكترونين في طبقة الإلكترون الخارجية ، والتي تستسلم أيضًا أثناء التفاعلات الكيميائية. أهم عنصر هو الكالسيوم (Ca) - أساس العظام والأسنان.

التكوينات الإلكترونية:

• يكون- 1s 2 2s 2 ؛
• ملغ- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ؛
• كاليفورنيا- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

المجموعة السادسة (17). عادة ما تتلقى ذرات عناصر هذه المجموعة إلكترونًا واحدًا لكل منها ، لأن. على الطبقة الإلكترونية الخارجية هناك خمسة عناصر لكل منها ، وإلكترون واحد مفقود فقط في "المجموعة الكاملة".

أشهر عناصر هذه المجموعة هي: الكلور (Cl) - جزء من الملح والتبييض ؛ اليود (I) عنصر يلعب دورًا مهمًا في نشاط الغدة الدرقية للإنسان.

التكوين الإلكترونية:

• 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

المجموعة الثامنة (18).تحتوي ذرات عناصر هذه المجموعة على طبقة إلكترونية خارجية "مجهزة بالكامل". لذلك ، "لا يحتاجون" لقبول الإلكترونات. وهم لا يريدون التخلي عنها. ومن ثم - فإن عناصر هذه المجموعة "مترددة" للغاية في الدخول في تفاعلات كيميائية. لفترة طويلة كان يعتقد أنهم لا يتفاعلون على الإطلاق (ومن هنا جاء الاسم "خامل" ، أي "غير نشط"). لكن الكيميائي نيل بارليت اكتشف أن بعض هذه الغازات ، في ظل ظروف معينة ، يمكن أن تتفاعل مع عناصر أخرى.

التكوينات الإلكترونية:

• ني- 1s 2 2s 2 2p 6 ؛
• أر- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ؛
• كرونة- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

عناصر التكافؤ في مجموعات

من السهل أن نرى أن العناصر داخل كل مجموعة متشابهة مع بعضها البعض في إلكترونات التكافؤ (إلكترونات المدارات s و p الموجودة على مستوى الطاقة الخارجي).

تحتوي المعادن القلوية على 1 إلكترون تكافؤ لكل منها:

• لي- 1s 2 2s 1 ؛
• نا- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ؛
• ك- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

تحتوي معادن الأرض القلوية على إلكترونين تكافؤين:

• يكون- 1s 2 2s 2 ؛
• ملغ- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ؛
• كاليفورنيا- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

تحتوي الهالوجينات على 7 إلكترونات تكافؤ:

• 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

تحتوي الغازات الخاملة على 8 إلكترونات تكافؤ:

• ني- 1s 2 2s 2 2p 6 ؛
• أر- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ؛
• كرونة- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

لمزيد من المعلومات ، راجع مقالة التكافؤ وجدول التكوينات الإلكترونية لذرات العناصر الكيميائية حسب الفترات.

دعونا الآن نوجه انتباهنا إلى العناصر الموجودة في مجموعات مع الرموز في. تقع في وسط الجدول الدوري وتسمى معادن انتقالية.

السمة المميزة لهذه العناصر هي وجود الإلكترونات في الذرات التي تملأ مدارات د:

1. الشوري- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 ؛
2. تي- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2

تقع منفصلة عن الجدول الرئيسي اللانثانيداتو الأكتينيداتهي ما يسمى معادن انتقالية داخلية. تمتلئ الإلكترونات في ذرات هذه العناصر المدارات و:

1. م- 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 ؛
2. العاشر- 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

يمكن وصف جميع العناصر الكيميائية اعتمادًا على بنية ذراتها ، وكذلك من خلال موقعها في النظام الدوري لـ D.I. مندليف. عادة ، يتم إعطاء خصائص العنصر الكيميائي وفقًا للخطة التالية:

• تشير إلى رمز العنصر الكيميائي ، وكذلك اسمه ؛
• بناءً على موضع العنصر في النظام الدوري لـ D.I. يشير Mendeleev إلى الترتيب الترتيبي ورقم الفترة والمجموعة (نوع المجموعة الفرعية) التي يقع فيها العنصر ؛
• بناءً على بنية الذرة ، حدد الشحنة النووية وعدد الكتلة وعدد الإلكترونات والبروتونات والنيوترونات في الذرة ؛
• اكتب التكوين الإلكتروني وحدد إلكترونات التكافؤ ؛
• رسم صيغ إلكترونية لإلكترونات التكافؤ في الأرض وحالات الإثارة (إن أمكن) ؛
• تشير إلى عائلة العنصر ، وكذلك نوعه (معدن أو غير معدني) ؛
• الإشارة إلى صيغ الأكاسيد والهيدروكسيدات الأعلى مع وصف موجز لخصائصها ؛
• تشير إلى قيم الحد الأدنى والحد الأقصى من حالات الأكسدة لعنصر كيميائي.

خصائص عنصر كيميائي باستخدام مثال الفاناديوم (V)

ضع في اعتبارك خصائص عنصر كيميائي باستخدام مثال الفاناديوم (V) وفقًا للخطة الموضحة أعلاه:

1. الخامس - الفاناديوم.

2. الرقم الترتيبي - 23. العنصر في الفترة الرابعة ، في المجموعة الخامسة ، المجموعة الفرعية (الرئيسية).

3. Z = 23 (الشحنة النووية) ، M = 51 (عدد الكتلة) ، e = 23 (عدد الإلكترونات) ، p = 23 (عدد البروتونات) ، n = 51-23 = 28 (عدد النيوترونات).

4. 23 V 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 4s 2 - التكوين الإلكتروني ، إلكترونات التكافؤ ثلاثية الأبعاد 3 4s 2.

5. الحالة الأساسية

حالة حماس

6. عنصر د ، معدن.

7. يظهر أعلى أكسيد - V 2 O 5 - خصائص مذبذبة ، مع غلبة للحمضية:

V 2 O 5 + 2NaOH = 2NaVO 3 + H 2 O

V 2 O 5 + H 2 SO 4 \ u003d (VO 2) 2 SO 4 + H 2 O (الرقم الهيدروجيني<3)

يشكل الفاناديوم هيدروكسيدات من التركيبة التالية V (OH) 2 ، V (OH) 3 ، VO (OH) 2. يتميز V (OH) 2 و V (OH) 3 بالخصائص الأساسية (1 ، 2) ، و VO (OH) 2 له خصائص مذبذبة (3 ، 4):

V (OH) 2 + H 2 SO 4 \ u003d VSO 4 + 2H 2 O (1)

2 V (OH) 3 + 3 H 2 SO 4 \ u003d V 2 (SO 4) 3 + 6 H 2 O (2)

VO (OH) 2 + H 2 SO 4 = VOSO 4 + 2 H 2 O (3)

4 VO (OH) 2 + 2KOH \ u003d K 2 + 5 H 2 O (4)

8. الحد الأدنى من حالة الأكسدة "+2" ، الحد الأقصى - "+5"

أمثلة على حل المشكلات

مثال 1

ممارسه الرياضه

وصف العنصر الكيميائي للفسفور

المحلول

1. ف - الفوسفور. 2. الرقم الترتيبي - 15. يوجد العنصر في الفترة الثالثة ، في المجموعة V ، المجموعة الفرعية A (الرئيسية). 3. Z = 15 (الشحنة النووية) ، M = 31 (عدد الكتلة) ، e = 15 (عدد الإلكترونات) ، p = 15 (عدد البروتونات) ، n = 31-15 = 16 (عدد النيوترونات). 4. 15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 - التكوين الإلكتروني ، إلكترونات التكافؤ 3s 2 3p 3. 5. الحالة الأساسية حالة حماس 6. p- عنصر ، غير معدنية. 7. أعلى أكسيد - P 2 O 5 - يظهر خصائص حمضية: P 2 O 5 + 3Na 2 O \ u003d 2Na 3 PO 4 يُظهر الهيدروكسيد المقابل للأكسيد الأعلى - H 3PO4 خصائص حمضية: H 3 PO 4 + 3 NaOH \ u003d Na 3 PO 4 + 3H 2 O 8. أدنى حالة أكسدة هي "-3" ، والحد الأقصى هو "+5"

مثال 2

ممارسه الرياضه	وصف العنصر الكيميائي البوتاسيوم
المحلول	1. ك - البوتاسيوم. 2. الرقم الترتيبي - 19. العنصر في الفترة 4 ، في المجموعة الأولى ، المجموعة الفرعية (الرئيسية).