Таблица менделеева как пишется хлор

Периодическая система химических элементов (табли́ца Менделе́ева) — классификация химических элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра. Система является графическим выражением периодического закона, установленного русским химиком Д. И. Менделеевым в 1869 году. Её первоначальный вариант был разработан Д. И. Менделеевым в 1869—1871 годах и устанавливал зависимость свойств элементов от их атомного веса (по-современному, от атомной массы). В современном варианте системы предполагается сведение элементов в двумерную таблицу, в которой каждый столбец (группа) определяет основные физико-химические свойства, а строки представляют собой периоды, в определённой мере подобные друг другу.

Классический вид таблицы Менделеева

История открытия Периодического закона.

К середине XIX века были открыты 63 химических элемента, и попытки найти закономерности в этом наборе предпринимались неоднократно.
В 1829 году Дёберейнер опубликовал найденный им «закон триад»: атомный вес многих элементов близок к среднему арифметическому двух других элементов, близких к исходному по химическим свойствам (стронций, кальций и барий; хлор, бром и йод и др.). Первую попытку расположить элементы в порядке возрастания атомных весов предпринял Александр Эмиль Шанкуртуа (1862), который разместил элементы вдоль винтовой линии и отметил частое циклическое повторение химических свойств по вертикали. Обе указанные модели не привлекли внимания научной общественности.

В 1866 году свой вариант периодической системы предложил химик и музыкант Джон Александр Ньюлендс, модель которого («закон октав») внешне немного напоминала менделеевскую, но была скомпрометирована настойчивыми попытками автора найти в таблице мистическую музыкальную гармонию. В этом же десятилетии появились ещё несколько попыток систематизации химических элементов; ближе всего к окончательному варианту подошёл Юлиус Лотар Мейер (1864). Д. И. Менделеев опубликовал свою первую схему периодической таблицы в 1869 году в статье «Соотношение свойств с атомным весом элементов» (в журнале Русского химического общества); ещё ранее (февраль 1869 г.) научное извещение об открытии было им разослано ведущим химикам мира.

По легенде, мысль о системе химических элементов пришла к Менделееву во сне, однако известно, что однажды на вопрос, как он открыл периодическую систему, учёный ответил: «Я над ней, может быть, двадцать лет думал, а вы думаете: сидел и вдруг… готово».

Написав на карточках основные свойства каждого элемента (их в то время было известно 63, из которых один — дидим Di — оказался в дальнейшем смесью двух вновь открытых элементов празеодима и неодима), Менделеев начинает многократно переставлять эти карточки, составлять из них ряды сходных по свойствам элементов, сопоставлять ряды один с другим. Итогом работы стал отправленный в 1869 году в научные учреждения России и других стран первый вариант системы («Опыт системы элементов, основанной на их атомном весе и химическом сходстве»), в котором элементы были расставлены по девятнадцати горизонтальным рядам (рядам сходных элементов, ставших прообразами групп современной системы) и по шести вертикальным столбцам (прообразам будущих периодов). В 1870 году Менделеев в «Основах химии» публикует второй вариант системы («Естественную систему элементов»), имеющий более привычный нам вид: горизонтальные столбцы элементов-аналогов превратились в восемь вертикально расположенных групп; шесть вертикальных столбцов первого варианта превратились в периоды, начинавшиеся щелочным металлом и заканчивающиеся галогеном. Каждый период был разбит на два ряда; элементы разных вошедших в группу рядов образовали подгруппы.

Сущность открытия Менделеева заключалась в том, что с ростом атомной массы химических элементов их свойства меняются не монотонно, а периодически. После определённого количества разных по свойствам элементов, расположенных по возрастанию атомного веса, свойства начинают повторяться. Например, натрий похож на калий, фтор похож на хлор, а золото похоже на серебро и медь. Разумеется, свойства не повторяются в точности, к ним добавляются и изменения. Отличием работы Менделеева от работ его предшественников было то, что основ для классификации элементов у Менделеева была не одна, а две — атомная масса и химическое сходство. Для того, чтобы периодичность полностью соблюдалась, Менделеевым были предприняты очень смелые шаги: он исправил атомные массы некоторых элементов (например, бериллия, индия, урана, тория, церия, титана, иттрия), несколько элементов разместил в своей системе вопреки принятым в то время представлениям об их сходстве с другими (например, таллий, считавшийся щелочным металлом, он поместил в третью группу согласно его фактической максимальной валентности), оставил в таблице пустые клетки, где должны были разместиться пока не открытые элементы. В 1871 году на основе этих работ Менделеев сформулировал Периодический закон, форма которого со временем была несколько усовершенствована.

Научная достоверность Периодического закона получила подтверждение очень скоро: в 1875—1886 годах были открыты галлий (экаалюминий), скандий (экабор) и германий (экасилиций), для которых Менделеев, пользуясь периодической системой, предсказал не только возможность их существования, но и, с поразительной точностью, целый ряд физических и химических свойств.

Список химических элементов таблицы Менделеева

• 1 H Водород (а.м. 1,00794)
• 2 He Гелий (а.м. 4,002602)
• 3 Li Литий (а.м. 6,9412)
• 4 Be Бериллий (а.м. 9,0122)
• 5 B Бор (а.м. 10,812)
• 6 С Углерод (а.м. 12,011)
• 7 N Азот (а.м. 14,0067)
• 8 О Кислород (а.м. 15,9994)
• 9 F Фтор (а.м. 18,9984)
• 10 Ne Неон (а.м. 20,179)
• 11 Na Натрий (а.м. 22,98977)
• 12 Mg Магний (а.м. 24,305)
• 13 Al Алюминий (а.м. 26,98154)
• 14 Si Кремний (а.м. 28,086)
• 15 P Фосфор (а.м. 30,97376)
• 16 S Сера (а.м. 32,06)
• 17 Cl Хлор (а.м. 35,453)
• 18 Ar Аргон (а.м. 39,948)
• 19 К Калий (а.м. 39,0983)
• 20 Ca Кальций (а.м. 40,08)
• 21 Sc Скандий (а.м. 44,9559)
• 22 Ti Титан (а.м. 47,9)
• 23 V Ванадий (а.м. 50,9415)
• 24 Cr Хром (а.м. 51,996)
• 25 Mn Марганец (а.м. 54,938)
• 26 Fe Железо (а.м. 55,847)
• 27 Со Кобальт (а.м. 58,9332)
• 28 Ni Никель (а.м. 58,7)
• 29 Cu Медь (а.м. 63,546)
• 30 Zn Цинк (а.м. 65,38)
• 31 Ga Галлий (а.м. 69,72)
• 32 Ge Германий (а.м. 72,59)
• 33 As Мышьяк (а.м. 74,9216)
• 34 Se Селен (а.м. 78,96)
• 35 Br Бром (а.м. 79,904)
• 36 Kr Криптон (а.м. 83,8)
• 37 Rb Рубидий (а.м. 85,4678)
• 38 Sr Стронций (а.м. 87,62)
• 39 Y Иттрий (а.м. 88,9059)
• 40 Zr Цирконий (а.м. 91,20)
• 41 Nb Ниобий (а.м. 92,9064)
• 42 Mo Молибден (а.м. 95,94)
• 43 Tc Технеций (а.м. 98,9062)
• 44 Ru Рутений (а.м. 101,07)
• 45 Rh Родий (а.м. 102,9055)
• 46 Pd Палладий (а.м. 106,4)
• 47 Ag Серебро (а.м. 107,868)
• 48 Cd Кадмий (а.м. 112,41)
• 49 In Индий (а.м. 114,82)
• 50 Sn Олово (а.м. 118,69)
• 51 Sb Сурьма (а.м. 121,75)
• 52 Те Теллур (а.м. 127,6)
• 53 I Йод (а.м. 126,9045)
• 54 Xe Ксенон (а.м. 131,3)
• 55 Cs Цезий (а.м. 132,9054)
• 56 Ba Барий (а.м. 137,33)
• 57 La Лантан (а.м. 138,9)
• 58 Ce Церий (а.м. 140,12)
• 59 Pr Празеодим (а.м. 140,9)
• 60 Nd Неодим (а.м. 144,24)
• 61 Pm Прометий (а.м. 145)
• 62 Sm Самарий (а.м. 150,35)
• 63 Eu Европий (а.м. 151,96)
• 64 Gd Гадолиний (а.м. 157,25)
• 65 Tb Тербий (а.м. 158,92)
• 66 Dy Диспрозий (а.м. 162,5)
• 67 Ho Гольмий (а.м. 164,93)
• 68 Er Эрбий (а.м. 167,26)
• 69 Tm Тулий (а.м. 168,93)
• 70 Yb Иттербий (а.м. 173,04)
• 71 Lu Лютеций (а.м. 174,97)
• 72 Hf Гафний (а.м. 178,49)
• 73 Ta Тантал (а.м. 180,9479)
• 74 W Вольфрам (а.м. 183,85)
• 75 Re Рений (а.м. 186,207)
• 76 Os Осмий (а.м. 190,2)
• 77 Ir Иридий (а.м. 192,22)
• 78 Pt Платина (а.м. 195,09)
• 79 Au Золото (а.м. 196,9665)
• 80 Hg Ртуть (а.м. 200,59)
• 81 Tl Таллий (а.м. 204,37)
• 82 Pb Свинец (а.м. 207,2)
• 83 Bi Висмут (а.м. 208,9)
• 84 Po Полоний (а.м. 209)
• 85 At Астат (а.м. 210)
• 86 Rn Радон (а.м. 222)
• 87 Fr Франций (а.м. 223)
• 88 Ra Радий (а.м. 226)
• 89 Ac Актиний (а.м. 227)
• 90 Th Торий (а.м. 232,03)
• 91 Pa Протактиний (а.м. 231,03)
• 92 U Уран (а.м. 238,02)
• 93 Np Нептуний (а.м. 237,04)
• 94 Pu Плутоний (а.м. 244,06)
• 95 Am Америций (а.м. 243,06)
• 96 Cm Кюрий (а.м. 247,07)
• 97 Bk Берклий (а.м. 247,07)
• 98 Cf Калифорний (а.м. 251,07)
• 99 Es Эйнштейний (а.м. 252,08)
• 100 Fm Фермий (а.м. 257,08)
• 101 Md Менделевий (а.м. 258,09)
• 102 No Нобелий (а.м. 259,1)
• 103 Lr Лоуренсий (а.м. 260,1)
• 104 Rf Резерфордий (а.м. 261)
• 105 Db Дубний (а.м. 262)
• 106 Sg Сиборгий (а.м. 266)
• 107 Bh Борий (а.м. 267)
• 108 Hs Хассий (а.м. 269)
• 109 Mt Мейтнерий (а.м. 276)
• 110 Ds Дармштадтий (а.м. 227)
• 111 Rg Ренгений (а.м. 280)
• 112 Cn Коперниций (а.м. 285)
• 113 Uut Унунтрий (а.м. 284)
• 114 Uuq Унунквадий (а.м. 289)
• 115 Uup Унунпентий (а.м. 288)
• 116 Uuh Унунгексий (а.м. 293)
• 117 Uus Унунсептий (а.м. 294)
• 118 Uuo Унуноктий (а.м. 294)
• 119 Uuе Унуненний (а.м. 316)
• 120 Ubn Унбинилий (а.м. 320)
• 121 Ubu Унбиуний (а.м. 320)
• 122 Ubb Унбибий
• 123 Ubt Унбитрий
• 124 Ubq Унбиквадий
• 125 Ubp Унбипентий (а.м. 332)
• 126 Ubn Унбигексий (а.м. 322)

Другие заметки по химии

Хлор (лат. Chlorum), Cl, химический элемент VII группы периодической системы Менделеева, атомный номер 17, атомная масса 35,453; относится к семейству галогенов. При нормальных условиях (0°С, 0,1 Мн/м² или 1 кгс/см²) жёлто-зелёный газ с резким раздражающим запахом. Природный хлор состоит из двух стабильных изотопов: ³⁵Cl (75,77%) и ³⁷Cl (24,23%). Искусственно получены радиоактивные изотопы с массовыми числами 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 и периодами полураспада (T_1/2) соответственно 0,31; 2,5; 1,56 сек; 3,1×10⁵ лет; 37,3, 55,5 и 1,4 мин. ³⁶Cl и ³⁸Cl используются как изотопные индикаторы.

  Историческая справка. Хлор получен впервые в 1774 К. Шееле взаимодействием соляной кислоты с пиролюзитом MnO₂. Однако только в 1810 Г. Дэви установил, что хлор — элемент и назвал его chlorine (от греч. chlorós — жёлто-зелёный). В 1813 Ж. Л. Гей-Люссак предложил для этого элемента название хлор.

  Распространение в природе. Хлор встречается в природе только в виде соединений. Среднее содержание хлора в земной коре (кларк) 1,7×10^-2% по массе, в кислых изверженных породах — гранитах и др. 2,4×10^-2, в основных и ультраосновных 5×10^-3. Основную роль в истории хлора в земной коре играет водная миграция. В виде иона Cl он содержится в Мировом океане (1,93%), подземных рассолах и соляных озёрах. Число собственных минералов (преимущественно хлоридов природных) 97, главный из них галит NaCI (см. Каменная соль). Известны также крупные месторождения хлоридов калия и магния и смешанных хлоридов: сильвин KCl, сильвинит (Na, K) CI, карналлит KCI×MgCl₂×6H₂O, каинит KCI×MgSO₄×3H₂O, бишофит MgCI₂×6H₂O. В истории Земли большое значение имело поступление содержащегося в вулканических газах HCl в верхние части земной коры.

  Физические и химические свойства. Хлор имеет t_kип —34,05°С, t_nл —101°С. Плотность газообразного хлора при нормальных условиях 3,214 г/л; насыщенного пара при 0°С 12,21 г/л; жидкого хлора при температуре кипения 1,557 г/см³; твёрдого хлора при — 102°C 1,9 г/см³. Давление насыщенных паров хлора при 0°С 0,369; при 25°C 0,772; при 100°C 3,814 Мн/м² или соответственно 3,69; 7,72; 38,14 кгс/см². Теплота плавления 90,3 кдж/кг (21,5 кал/г); теплота испарения 288 кдж/кг (68,8 кал/г); теплоёмкость газа при постоянном давлении 0,48 кдж/(кг×К) [0,11 кал/(г×°С)]. Критические константы хлора: температура 144°C, давление 7,72 Мн/м² (77,2 кгс/см²), плотность 573 г/л, удельный объём 1,745×10^-3 л/г. Растворимость (в г/л) хлора при парциальном давлении 0,1 Мн/м², или 1 кгс/см², в воде 14,8 (0°С), 5,8 (30°C), 2,8 (70°C); в растворе 300 г/л NaCI 1,42 (30°C), 0,64 (70°C). Ниже 9,6°С в водных растворах образуются гидраты хлора переменного состава Cl×nH₂O (где n = 6¸8); это жёлтые кристаллы кубической сингонии, разлагающиеся при повышении температуры на хлор и воду. Хлор хорошо растворяется в TiCl₄, SiC1₄, SnCl₄ и некоторых органических растворителях (особенно в гексане C₆H₁₄ и четырёххлористом углероде CCl₄). Молекула хлора двухатомна (Cl₂). Степень термической диссоциации Cl₂ + 243 кдж Û 2Cl при 1000 К равна 2,07×10^-40%, при 2500 К 0,909%. Внешняя электронная конфигурация атома Cl 3s² 3p⁵. В соответствии с этим хлор в соединениях проявляет степени окисления —1, +1, +3, +4, +5, +6 и +7. Ковалентный радиус атома 0,99 , ионный радиус Cl^— 1,82 , сродство атома хлора к электрону 3,65 эв, энергия ионизации 12,97 эв.

  Химически хлор очень активен, непосредственно соединяется почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании) и с неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода, инертных газов), образуя соответствующие хлориды, вступает в реакцию со многими соединениями, замещает водород в предельных углеводородах и присоединяется к ненасыщенным соединениям. Хлор вытесняет бром и йод из их соединений с водородом и металлами; из соединений хлора с этими элементами он вытесняется фтором. Щелочные металлы в присутствии следов влаги взаимодействуют с хлором с воспламенением, большинство металлов реагирует с сухим хлором только при нагревании. Сталь, а также некоторые металлы стойки в атмосфере сухого хлора в условиях невысоких температур, поэтому их используют для изготовления аппаратуры и хранилищ для сухого хлора. Фосфор воспламеняется в атмосфере хлора, образуя PCl₃, а при дальнейшем хлорировании — PCl₅; сера с хлором при нагревании даёт S₂Cl₂, SCl₂ и др. S_nCl_m. Мышьяк, сурьма, висмут, стронций, теллур энергично взаимодействуют с хлором. Смесь хлора с водородом горит бесцветным или жёлто-зелёным пламенем с образованием хлористого водорода (это цепная реакция),

  Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200°C. Смеси хлора с водородом, содержащие от 5,8 до 88,5% H₂, взрывоопасны.

  С кислородом хлор образует окислы: Cl₂O, ClO₂, Cl₂O₆, Cl₂O₇, Cl₂O₈ (см. Хлора окислы), а также гипохлориты (соли хлорноватистой кислоты), хлориты, хлораты и перхлораты. Все кислородные соединения хлора образуют взрывоопасные смеси с легко окисляющимися веществами. Окислы хлора малостойки и могут самопроизвольно взрываться, гипохлориты при хранении медленно разлагаются, хлораты и перхлораты могут взрываться под влиянием инициаторов.

  Хлор в воде гидролизуется, образуя хлорноватистую и соляную кислоты: Cl₂ + H₂O Û HClO + HCl. При хлорировании водных растворов щелочей на холоду образуются гипохлориты и хлориды: 2NaOH + Cl₂ = NaCIO + NaCI + H₂O, а при нагревании — хлораты. Хлорированием сухой гидроокиси кальция получают хлорную известь.

  При взаимодействии аммиака с хлором образуется трёххлористый азот (см. Хлориды азота). При хлорировании органических соединений хлор либо замещает водород: R—H + CI₂ = RCl + HCI, либо присоединяется по кратным связям:

 образуя различные хлорсодержащие органические соединения (см. Хлорирование).

  Хлор образует с др. галогенами межгалогенные соединения. Фториды ClF, ClF₃, ClF₅ очень реакционноспособны; например, в атмосфере ClP₃ стеклянная вата самовоспламеняется. Известны соединения хлора с кислородом и фтором — оксифториды хлора: ClO₃F, ClO₂F₃, ClOF, ClOF₃ и перхлорат фтора FClO₄.

  Получение. Хлор начали производить в промышленности в 1785 взаимодействием соляной кислоты с двуокисью марганца или пиролюзитом. В 1867 английский химик Г. Дикон разработал способ получения хлора окислением HCl кислородом воздуха в присутствии катализатора. С конца 19 — начала 20 вв. хлор получают электролизом водных растворов хлоридов щелочных металлов. По этим методам в 70-х гг. 20 в. производится 90—95% хлора в мире. Небольшие количества хлора получаются попутно при производстве магния, кальция, натрия и лития электролизом расплавленных хлоридов. В 1975 мировое производство хлора составляло около 25 млн. т. Применяются два основных метода электролиза водных растворов NaCI: 1) в электролизёрах с твёрдым катодом и пористой фильтрующей диафрагмой; 2) в электролизёрах с ртутным катодом. По обоим методам на графитовом или окисном титано-рутениевом аноде выделяется газообразный хлор. По первому методу на катоде выделяется водород и образуется раствор NaOH и NaCl, из которого последующей переработкой выделяют товарную каустическую соду. По второму методу на катоде образуется амальгама натрия, при её разложении чистой водой в отдельном аппарате получаются раствор NaOH, водород и чистая ртуть, которая вновь идёт в производство. Оба метода дают на 1 т хлора 1,125 т NaOH.

  Электролиз с диафрагмой требует меньших капиталовложений для организации производства хлора, даёт более дешёвый NaOH. Метод с ртутным катодом позволяет получать очень чистый NaOH, но потери ртути загрязняют окружающую среду. В 1970 по методу с ртутным катодом производилось 62,2% мировой выработки хлора, с твёрдым катодом 33,6% и пр. способами 4,2%. После 1970 начали применять электролиз с твёрдым катодом и ионообменной мембраной, позволяющий получать чистый NaOH без использования ртути.

  Применение. Одной из важных отраслей химической промышленности является хлорная промышленность. Основные количества хлора перерабатываются на месте его производства в хлорсодержащие соединения. Хранят и перевозят хлор в жидком виде в баллонах, бочках, ж.-д. цистернах или в специально оборудованных судах. Для индустриальных стран характерно следующее примерное потребление хлора: на производство хлорсодержащих органических соединений — 60—75%; неорганических соединений, содержащих хлор, — 10—20%; на отбелку целлюлозы и тканей — 5—15%; на санитарные нужды и хлорирование воды — 2—6% от общей выработки.

  Хлор применяется также для хлорирования некоторых руд с целью извлечения титана, ниобия, циркония и др.

  О хлорсодержащих органических соединениях см. Винилхлорид, Хлоропрен, Винилиденхлорид, Четырёххлористый углерод, Хлороформ, Метиленхлорид, Тетрахлорэтан, Трихлорэтилен, Хлорбензол и др. О хлорсодержащих неорганических соединениях см. Соляная кислота, Натрия хлорид, Калия хлорид, Кальция хлорид, Хлора окислы, Хлорная известь и др.

  Л. М. Якименко.

  Хлор в организме. Хлор — один из биогенных элементов, постоянный компонент тканей растений и животных. Содержание хлора в растениях (много хлора в галофитах) — от тысячных долей процента до целых процентов, у животных — десятые и сотые доли процента. Суточная потребность взрослого человека в хлоре (2—4 г) покрывается за счёт пищевых продуктов. С пищей хлор поступает обычно в избытке в виде хлорида натрия и хлорида калия. Особенно богаты хлором хлеб, мясные и молочные продукты. В организме животных хлор — основное осмотически активное вещество плазмы крови, лимфы, спинномозговой жидкости и некоторых тканей. Играет роль в водно-солевом обмене, способствуя удержанию тканями воды. Регуляция кислотно-щелочного равновесия в тканях осуществляется наряду с др. процессами путём изменения в распределении хлора между кровью и др. тканями. Хлор участвует в энергетическом обмене у растений, активируя как окислительное фосфорилирование, так и фотофосфорилирование. Хлор положительно влияет на поглощение корнями кислорода. Хлор необходим для образования кислорода в процессе фотосинтеза изолированными хлоропластами. В состав большинства питательных сред для искусственного культивирования растений хлор не входит. Возможно, для развития растений достаточны весьма малые концентрации хлора.

  М. Я. Школьник.

  Отравления хлором возможны в химической, целлюлозно-бумажной, текстильной, фармацевтической промышленности и др. Хлор раздражает слизистые оболочки глаз и дыхательных путей. К первичным воспалительным изменениям обычно присоединяется вторичная инфекция. Острое отравление развивается почти немедленно. При вдыхании средних и низких концентраций хлора отмечаются стеснение и боль в груди, сухой кашель, учащённое дыхание, резь в глазах, слезотечение, повышение содержания лейкоцитов в крови, температуры тела и т.п. Возможны бронхопневмония, токсический отёк лёгких, депрессивные состояния, судороги. В лёгких случаях выздоровление наступает через 3—7 сут. Как отдалённые последствия наблюдаются катары верхних дыхательных путей, рецидивирующий бронхит, пневмосклероз и др.; возможна активизация туберкулёза лёгких. При длительном вдыхании небольших концентраций хлора наблюдаются аналогичные, но медленно развивающиеся формы заболевания. Профилактика отравлений: герметизация производственного оборудования, эффективная вентиляция, при необходимости использование противогаза. Предельно допустимая концентрация хлора в воздухе производственных помещений 1 мг/м³. Производство хлора, хлорной извести и др. хлорсодержащих соединений относится к производствам с вредными условиями труда, где по сов. законодательству ограничено применение труда женщин и несовершеннолетних.

  А. А. Каспаров.

  Лит.: Якименко Л. М., Производство хлора, каустической соды и неорганических хлорпродуктов, М., 1974; Некрасов Б. В., Основы общей химии, 3 изд., [т.] 1, М., 1973; Вредные вещества в промышленности, под ред. Н. В, Лазарева, 6 изд., т. 2, Л., 1971; Comprehensive inorganic chemistry, ed. J. C. Bailar [a. o.], v. 1—5, Oxf. — [a. o.], 1973.