Prima varianta Tabelul periodic al elementelor a fost publicat de Dmitri Ivanovich Mendeleev în 1869 și a fost numit „Experiența unui sistem de elemente”.

DI. Mendeleev a aranjat cele 63 de elemente cunoscute la acel moment în ordinea crescătoare a maselor lor atomice și a obținut o serie naturală de elemente chimice, în care a descoperit o recurență periodică a proprietăților chimice. Această serie de elemente chimice este acum cunoscută ca Legea periodică(formulare de D.I. Mendeleev):

Proprietățile corpurilor simple, precum și formele și proprietățile compușilor elementelor, sunt într-o dependență periodică de mărimea greutăților atomice ale elementelor.

Textul actual al legii este următorul:

Proprietățile elementelor chimice, substanțelor simple, precum și compoziția și proprietățile compușilor sunt într-o dependență periodică de valorile sarcinilor nucleelor ​​atomilor.

Imagine grafică lege periodică este tabelul periodic.

Celula fiecărui element indică cele mai importante caracteristici ale acestuia.

Tabelul periodic conţine grupuri și perioade.

grup- o coloană a sistemului periodic, în care sunt situate elemente chimice care au similitudini chimice datorită configurațiilor electronice identice ale stratului de valență.

Sistemul periodic al D.I. Mendeleev conține opt grupuri de elemente. Fiecare grup este format din două subgrupe: principal (a) și secundar (b).ÎN subgrupul principal conținea s-Și p- elemente, în lateral - d- elemente.

Nume de grup:

I-a Metale alcaline.

II-a Metale alcalino-pământoase.

V-a Pnictogene.

VI-a Calcogeni.

VII-a Halogeni.

VIII-a Gaze nobile (inerte).

Perioadă este o succesiune de elemente scrise sub formă de șir, aranjate în ordinea sarcinilor crescătoare ale nucleelor ​​lor. Numărul perioadei corespunde numărului de niveluri electronice din atom.

Perioada începe cu un metal alcalin (sau hidrogen) și se termină cu un gaz nobil.

Parametru	Jos grupul	După punct la dreapta
Taxa de bază	creste	creste
Numărul de electroni de valență	Nu se schimba	creste
Numărul de niveluri de energie	creste	Nu se schimba
Raza atomului	creste	Scăderi
Electronegativitatea	Scăderi	creste
Proprietățile metalului	Cresc	Scădea
Starea de oxidare în oxid superior	Nu se schimba	creste
Gradul de oxidare în compușii cu hidrogen (pentru elementele grupelor IV-VII)	Nu se schimba	creste

Tabelul periodic modern al elementelor chimice lui Mendeleev.

DI. Mendeleev a formulat Legea periodică în 1869, care s-a bazat pe una dintre cele principalele caracteristici atom - masă atomică. Dezvoltarea ulterioară a Legii periodice, și anume achiziția de mari date experimentale, a schimbat oarecum formularea inițială a legii, dar aceste modificări nu contravin sensului principal stabilit de D.I. Mendeleev. Aceste modificări nu au dat decât legii și Sistemului Periodic valabilitate științifică și confirmarea corectitudinii.

Formularea modernă a Legii periodice de către D.I. Mendeleev este după cum urmează: proprietățile elementelor chimice, precum și proprietățile și formele compușilor elementelor, sunt într-o dependență periodică de sarcina nucleelor ​​atomilor lor.

Structura Tabelului Periodic al Elementelor Chimice D.I. Mendeleev

Prin prezenta opinie se stie un numar mare de interpretări ale sistemului periodic, dar cel mai popular - cu perioade scurte (mici) și lungi (mari). Rândurile orizontale se numesc perioade (conțin elemente cu umplere secvențială de același nivel energetic), iar coloanele verticale sunt numite grupuri (conțin elemente care au același număr de electroni de valență - analogi chimici). De asemenea, toate elementele pot fi împărțite în blocuri în funcție de tipul de orbital extern (de valență): elemente s-, p-, d-, f-.

În total, există 7 perioade în sistem (tabel), iar numărul perioadei (notat cu o cifră arabă) este egal cu numărul de straturi de electroni dintr-un atom al unui element, numărul nivelului de energie extern (de valență) , și valoarea numărului cuantic principal pentru cel mai înalt nivel de energie. Fiecare perioadă (cu excepția primei) începe cu un element s - un metal alcalin activ și se termină cu un gaz inert, care este precedat de un element p - un nemetal activ (halogen). Dacă ne deplasăm de-a lungul perioadei de la stânga la dreapta, atunci odată cu creșterea sarcinii nucleelor ​​atomilor elementelor chimice de perioade mici, numărul de electroni la nivelul energiei externe va crește, în urma căruia proprietățile de elementele se schimbă - de la tipic metalice (pentru că există un metal alcalin activ la începutul perioadei), prin amfoter (elementul prezintă proprietățile atât ale metalelor, cât și ale nemetalelor) la nemetalice (nemetal activ - halogen). la sfârşitul perioadei), adică proprietăţile metalice slăbesc treptat, iar cele nemetalice cresc.

În perioade mari, odată cu creșterea sarcinii nucleare, umplerea electronilor este mai dificilă, ceea ce explică o modificare mai complexă a proprietăților elementelor în comparație cu elementele de perioade mici. Deci, în rânduri uniforme de perioade lungi, cu sarcina nucleară în creștere, numărul de electroni din nivelul de energie exterior rămâne constant și egal cu 2 sau 1. Prin urmare, în timp ce următorul nivel după exterior (al doilea din exterior) este umplut cu electroni, proprietățile elementelor din rândurile egale se schimbă lent. La trecerea pe rânduri impare, cu o creștere a sarcinii nucleare, numărul de electroni din nivelul de energie externă crește (de la 1 la 8), proprietățile elementelor se modifică în același mod ca în perioade mici.

Coloanele verticale din sistemul periodic sunt grupuri de elemente cu similare structura electronicași fiind analogi chimici. Grupurile sunt desemnate cu cifre romane de la I la VIII. Se disting subgrupurile principale (A) și secundare (B), primul conținând elemente s și p, al doilea - d - elemente.

Numărul subgrupului A indică numărul de electroni din nivelul energetic exterior (numărul de electroni de valență). Pentru elementele subgrupurilor B, nu există o relație directă între numărul grupului și numărul de electroni din nivelul energetic exterior. În subgrupele A, proprietățile metalice ale elementelor cresc, iar proprietățile nemetalice scad odată cu creșterea sarcinii nucleului atomului elementului.

Există o relație între poziția elementelor în sistemul periodic și structura atomilor lor:

- atomii tuturor elementelor aceleiași perioade au un număr egal de niveluri de energie, umpluți parțial sau complet cu electroni;

— atomii tuturor elementelor subgrupelor A au un număr egal de electroni la nivelul energiei externe.

Proprietățile periodice ale elementelor

Apropierea proprietăților fizico-chimice și chimice ale atomilor se datorează asemănării configurațiilor lor electronice, în plus, rol principal joacă distribuția electronilor în orbital atomic exterior. Aceasta se manifestă în apariția periodică, pe măsură ce sarcina nucleului atomic crește, elemente cu proprietăți similare. Astfel de proprietăți sunt numite periodice, dintre care cele mai importante sunt:

1. Numărul de electroni din învelișul exterior al electronilor ( populatia – w). În perioade scurte cu creșterea încărcăturii nucleare wînvelișul exterior de electroni crește monoton de la 1 la 2 (perioada 1), de la 1 la 8 (perioadele 2 și 3). În perioade mari în timpul primelor 12 elemente w nu depășește 2 și apoi până la 8.

2. Raze atomice și ionice(r), definită ca razele medii ale unui atom sau ion, găsite din datele experimentale privind distanțe interatomice în diferiți compuși. Raza atomică scade de-a lungul perioadei (electronii care cresc treptat sunt descriși prin orbitali cu caracteristici aproape egale, raza atomică crește peste grup, deoarece numărul de straturi de electroni crește (Fig. 1.).

Orez. 1. Modificarea periodică a razei atomice

Aceleași modele sunt observate pentru raza ionică. Trebuie remarcat faptul că raza ionică a cationului (ion încărcat pozitiv) este mai mare decât raza atomică, care la rândul său este mai mare decât raza ionică a anionului (ion încărcat negativ).

3. Energie de ionizare(E și) este cantitatea de energie necesară pentru a detașa un electron dintr-un atom, adică energia necesară pentru a transforma un atom neutru într-un ion încărcat pozitiv (cation).

E 0 - → E + + E și

E și se măsoară în electron volți (eV) per atom. În cadrul grupului Sistemului periodic, valorile energiei de ionizare a atomilor scad odată cu creșterea sarcinilor nucleelor ​​atomilor elementelor. Din atomii elementelor chimice, puteți rupe succesiv toți electronii, raportând valori discrete E i. În același timp, E și 1< Е и 2 < Е и 3 <….Энергии ионизации отражают дискретность структуры электронных слоев и оболочек атомов химических элементов.

4. afinitatea electronică(E e) este cantitatea de energie eliberată atunci când un electron suplimentar este atașat unui atom, adică energie de proces

E 0 + → E -

E e este, de asemenea, exprimat în eV și, la fel ca E și depinde de raza atomului, prin urmare, natura modificării E e pe perioade și grupuri ale sistemului periodic este apropiată de natura modificării razei atomice. . Elementele p din grupa VII au cea mai mare afinitate electronică.

5. Activitate restaurativă(VA) - capacitatea unui atom de a dona un electron altui atom. Măsură cantitativă - E și. Dacă E și crește, atunci BA scade și invers.

6. Activitate oxidativă(OA) - capacitatea unui atom de a atasa un electron de la un alt atom. Măsura cantitativă E e. Dacă E e crește, atunci crește și OA și invers.

7. Efect de screening- o scădere a impactului asupra unui electron dat a sarcinii pozitive a nucleului datorită prezenței altor electroni între acesta și nucleu. Ecranarea crește odată cu numărul de straturi de electroni dintr-un atom și reduce atracția electronilor externi către nucleu. Ecranarea este opusul efect de penetrare, datorită faptului că un electron poate fi localizat în orice punct al spațiului atomic. Efectul de penetrare crește puterea legăturii dintre electron și nucleu.

8. Stare de oxidare (număr de oxidare)- sarcina imaginară a unui atom al unui element dintr-un compus, care este determinată din ipoteza structurii ionice a substanței. Numărul grupului din Tabelul periodic indică cea mai mare stare de oxidare pozitivă pe care o pot avea elementele unui grup dat în compușii lor. Excepție fac metalele din subgrupa cuprului, oxigenul, fluorul, bromul, metalele din familia fierului și alte elemente din grupa VIII. Pe măsură ce sarcina nucleară crește într-o perioadă, starea de oxidare pozitivă maximă crește.

9. Electronegativitatea, compozițiile compușilor superiori ai hidrogenului și oxigenului, proprietăți termodinamice, electrolitice etc.

Exemple de rezolvare a problemelor

EXEMPLUL 1

Exercițiu	Descrieți elementul (Z = 23) și proprietățile compușilor săi (oxizi și hidroxizi) prin formula electronică: familie, perioadă, grupă, număr de electroni de valență, formulă electron-grafică pentru electronii de valență în starea fundamentală și excitată, principala stări de oxidare (maximum și minim), formulele oxizilor și hidroxizilor.
Soluţie	23 V 1s 2 2s 2 2p 6 3s 3 3p 6 3d 3 4s 2 d-element, metal, se află în perioada ;-a, în grupa V, în subgrup. Electroni de valență 3d 3 4s 2 . Oxizi VO, V 2 O 3, VO 2, V 2 O 5. Hidroxizi V(OH)2, V(OH)3, VO(OH)2, HVO3. Stare de bază stare de excitat Starea minimă de oxidare este „+2”, cea maximă este „+5”.

Aprobarea teoriei atomo-moleculare la începutul secolelor XVIII-XIX. însoţită de o creştere rapidă a numărului de elemente chimice cunoscute. Abia în primul deceniu al secolului al XIX-lea Au fost descoperite 14 elemente noi. Chimistul englez G. Davy (1778–1829) a obținut șase elemente noi prin electroliză într-un an – sodiu, potasiu, magneziu, calciu, stronțiu și bariu. Până în 1830, numărul elementelor cunoscute a ajuns la 55.

Existența unui astfel de număr de elemente, foarte diverse ca proprietăți, i-a nedumerit pe chimiști și a impus sistematizarea elementelor. Unii oameni de știință, observând asemănările mai multor elemente, le-au combinat în grupuri separate, dar motivele schimbării vizibile a proprietăților nu au fost stabilite. Legea periodică a elementelor chimice- legea fundamentală a naturii - a fost descoperită de marele chimist rus D.I. Mendeleev în 1869 ca urmare a sistematizării elementelor chimice în funcție de greutățile lor atomice: proprietățile corpurilor simple, precum și formele și proprietățile compușilor elementelor, sunt într-o dependență periodică de mărimea greutăților atomice ale elementelor..

În ciuda semnificației enorme a descoperirii lui Mendeleev, a fost doar o generalizare empirică strălucitoare a faptelor, iar semnificația lor fizică a rămas de neînțeles multă vreme. Motivul a fost că în secolul al XIX-lea nu avea idee despre structura complexă a atomului. Mendeleev însuși a scris despre aceasta: „Schimbabilitatea periodică a corpurilor simple și complexe este supusă unei legi superioare, a cărei natură, și cu atât mai mult cauza, nu există încă mijloace de acoperire. După toate probabilitățile, se află în principiile de bază ale mecanicii interne a atomilor și particulelor.”

Datele privind structura nucleului atomic și distribuția electronilor în atomi ne permit să luăm în considerare legea periodică într-un mod nou, care în formularea sa modernă spune: proprietățile substanțelor simple, precum și formele și proprietățile compușilor elementelor, sunt într-o dependență periodică de sarcina nucleului atomilor ( număr de serie).

O astfel de formulare a legii nu contrazice formularea dată de Mendeleev. Se bazează doar pe date noi care conferă legii valabilitate fizică și confirmă corectitudinea acesteia. Exemple care ilustrează manifestarea legii periodice a elementelor chimice pot fi dependența periodică a densității substanțelor simple în stare solidă de numărul de serie al elementului (sarcina nucleului), sau caracteristici ale unui atom precum dimensiunea acestuia, energia de ionizare. , electronegativitatea, starea de oxidare, care au o dependență periodică de nucleul atomic de sarcină ( orez. 4.3).

Forma tabulară a reprezentării legii periodice este tabelul periodic al elementelor chimice, dezvoltat de Mendeleev în 1869–1871.

Orez. 4.3.Dependenţa densităţii substanţelor simple în stare solidă de numărul de serie.

În sistemul periodic al elementelor chimice, toate elementele chimice cunoscute în prezent sunt dispuse în ordinea crescătoare a sarcinilor nucleelor ​​lor atomice, numeric egale cu numărul de serie al elementului, și formează 7 perioade orizontale, fiecare dintre acestea, cu excepția primei. , începe cu un metal alcalin și se termină cu un gaz inert, în plus, a șaptea perioadă este incompletă. Primele trei perioade, formate dintr-un rând, se numesc mici, restul - mari.

Pe verticală, elementele chimice sunt aranjate în 8 coloane-grupuri verticale, iar fiecare grupă este împărțită în două subgrupe - cel principal, format din elemente din a doua și a treia perioadă și elemente similare de perioade mari, iar cel secundar, format din metale. de perioade mari. Separat, în partea de jos a tabelului sunt plasate elemente cu numere de serie 58–71, numite lantanide, și elemente cu numere de serie 90–103, numite actinide. În fiecare celulă a sistemului periodic de elemente chimice, pe lângă numele elementului și numărul său de serie, este dată valoarea masei atomice relative a elementului și este afișată distribuția electronilor pe niveluri de energie ( orez. 4.4).

Orez. 4.4. Fragment din sistemul periodic de elemente chimice.

Pe baza legii periodice a elementelor chimice și a tabelului periodic, Mendeleev a ajuns la concluzia despre existența unor elemente noi, ale căror proprietăți le-a descris în detaliu și le-a dat denumirea convențională - ekabor, ekaaluminiu și ekasilicon. Predicțiile lui Mendeleev au fost confirmate cu brio - toate cele trei elemente au fost descoperite și au primit numele acelor țări în care s-au făcut descoperiri și au fost găsite minerale care conțin aceste elemente: galiu,scandiu,germaniu. Astfel, Mendeleev a efectuat o analiză teoretică strălucită a unei cantități uriașe de date experimentale, și-a sintetizat rezultatele sub forma unei legi generale și a făcut predicții pe baza acesteia, care au fost în curând confirmate experimental. Această lucrare este un exemplu clasic de abordare științifică a înțelegerii lumii din jurul nostru.

În 1871 a fost formulată legea periodică a lui Mendeleev. Până atunci, știința cunoșteau 63 de elemente, iar Dmitri Ivanovich Mendeleev le-a ordonat pe baza masei atomice relative. Tabelul periodic modern s-a extins semnificativ.

Poveste

În 1869, în timp ce lucra la un manual de chimie, Dmitri Mendeleev s-a confruntat cu problema sistematizării materialului acumulat de-a lungul multor ani de diverși oameni de știință - predecesorii și contemporanii săi. Chiar înainte de lucrările lui Mendeleev, s-au făcut încercări de sistematizare a elementelor, care au servit drept premise pentru dezvoltarea sistemului periodic.

Orez. 1. D. I. Mendeleev.

Căutările de clasificare a elementelor sunt descrise pe scurt în tabel.

Mendeleev a ordonat elementele în funcție de masa lor atomică relativă, aranjandu-le în ordine crescătoare. Există în total nouăsprezece rânduri orizontale și șase verticale. Aceasta a fost prima ediție a tabelului periodic al elementelor. Acesta este începutul istoriei descoperirii legii periodice.

Omul de știință i-a luat aproape trei ani pentru a crea o masă nouă, mai perfectă. Cele șase coloane de elemente au devenit perioade orizontale, fiecare începând cu un metal alcalin și terminând cu un nemetal (gazele inerte nu erau încă cunoscute). Rândurile orizontale formau opt grupuri verticale.

Spre deosebire de colegii săi, Mendeleev a folosit două criterii pentru distribuția elementelor:

• masă atomică;
• Proprietăți chimice.

S-a dovedit că există un model între aceste două criterii. După un anumit număr de elemente cu masă atomică în creștere, proprietățile încep să se repete.

Orez. 2. Tabel alcătuit de Mendeleev.

Inițial, teoria nu a fost exprimată matematic și nu a putut fi pe deplin confirmată experimental. Sensul fizic al legii a devenit clar abia după crearea unui model al atomului. Ideea este de a repeta structura învelișurilor de electroni cu o creștere consistentă a sarcinilor nucleelor, care se reflectă în proprietățile chimice și fizice ale elementelor.

Lege

După ce a stabilit periodicitatea modificărilor proprietăților cu creșterea masei atomice, Mendeleev a formulat în 1871 legea periodică, care a devenit fundamentală în știința chimică.

Dmitri Ivanovici a stabilit că proprietățile substanțelor simple sunt într-o dependență periodică de masele atomice relative.

Știința secolului al XIX-lea nu avea cunoștințe moderne despre elemente, așa că formularea modernă a legii este oarecum diferită de cea a lui Mendeleev. Cu toate acestea, esența rămâne aceeași.

Odată cu dezvoltarea ulterioară a științei, a fost studiată structura atomului, ceea ce a influențat formularea legii periodice. Conform legii periodice moderne, proprietățile elementelor chimice depind de sarcinile nucleelor ​​atomice.

Masa

Din vremea lui Mendeleev, tabelul creat de el s-a schimbat semnificativ și a început să reflecte aproape toate funcțiile și caracteristicile elementelor. Capacitatea de a utiliza tabelul este necesară pentru studiul ulterioar al chimiei. Masa modernă este prezentată în trei forme:

• mic de statura - perioadele ocupă două linii, iar hidrogenul este adesea referit la grupa a 7-a;
• lung - izotopii și elementele radioactive sunt scoase din masă;
• extra lung - fiecare perioadă ocupă o linie separată.

Orez. 3. Masa lunga moderna.

Tabelul scurt este cea mai învechită versiune, care a fost anulată în 1989, dar este încă folosită în multe manuale. Formele lungi și extra lungi sunt recunoscute de comunitatea internațională și sunt folosite în întreaga lume. În ciuda formelor stabilite, oamenii de știință continuă să îmbunătățească sistemul periodic, oferind cele mai recente opțiuni.

Ce am învățat?

Legea periodică și sistemul periodic al lui Mendeleev au fost formulate în 1871. Mendeleev a identificat modele în proprietățile elementelor și le-a ordonat pe baza masei atomice relative. Pe măsură ce masa creștea, proprietățile elementelor s-au schimbat și apoi s-au repetat. Ulterior, tabelul a fost completat, iar legea a fost ajustată în conformitate cu cunoștințele moderne.

Test cu subiecte

Raport de evaluare

Rata medie: 4.6. Evaluări totale primite: 135.

Legea periodică a lui Mendeleev

Legea periodică a lui D. I. Mendeleev este o lege fundamentală care stabilește o modificare periodică a proprietăților elementelor chimice în funcție de creșterea sarcinilor nucleelor ​​atomilor lor. I. Mendeleev în martie 1869, când a comparat proprietățile tuturor elementelor cunoscute la acel moment și valorile maselor lor atomice. „Proprietățile corpurilor simple, precum și formele și proprietățile compușilor elementelor și, prin urmare, proprietățile corpurilor simple și complexe formate de acestea, depind periodic de greutatea lor atomică”. Expresia grafică (tabulară) a legii periodice este sistemul periodic de elemente dezvoltat de Mendeleev.

https://pandia.ru/text/80/127/images/image002_66.jpg" width="373 height=200" height="200">

Figura 1. Dependența energiei de ionizare a atomilor de numărul ordinal al elementului

Energia de afinitate a unui atom pentru un electron, sau pur și simplu afinitatea lui pentru un electron, se numește energia eliberată în procesul de atașare a unui electron la un atom liber E în starea sa fundamentală odată cu transformarea sa într-un ion negativ E - ( afinitatea unui atom pentru un electron este numeric egală, dar opus ca semn al ionizării energetice a anionului corespondent izolat cu încărcare individuală). Dependența afinității electronice a unui atom de numărul atomic al elementului este prezentată în Figura 2.

0 "style="border-collapse:collapse;border:none">

Configuratie electronica

Electronegativitatea este o proprietate chimică fundamentală a unui atom, o caracteristică cantitativă a capacității unui atom dintr-o moleculă de a atrage perechile de electroni comune la sine. Electronegativitatea unui atom depinde de mulți factori, în special de starea de valență a atomului, de gradul de oxidare, de numărul de coordonare, de natura liganzilor care formează mediul atomului în sistemul molecular și de unele alții. Figura 3 arată dependența electronegativității de numărul ordinal al elementului.

Figura 3. Scala de electronegativitate Pauling

ÎN În ultima vreme Din ce în ce mai mult, pentru a caracteriza electronegativitatea, se folosește așa-numita electronegativitate orbitală, care depinde de tipul de orbital atomic implicat în formarea unei legături și de populația sa de electroni, adică de dacă orbitalul atomic este ocupat de o pereche de electroni neîmpărțită. , este ocupat individual de un electron nepereche sau este vacant. Dar, în ciuda dificultăților cunoscute în interpretarea și definirea electronegativității, aceasta rămâne întotdeauna necesară pentru o descriere calitativă și o predicție a naturii legăturilor dintr-un sistem molecular, inclusiv energia legăturilor, distribuția sarcinii electronice etc.

În perioade, există o tendință generală de creștere a electronegativității, iar în subgrupe - scăderea acesteia. Cea mai mică electronegativitate este în elementele s din grupul I, cea mai mare este în elementele p din grupa VII.

Periodicitatea modificării valorilor razelor atomice orbitale în funcție de numărul atomic al elementului se manifestă destul de clar, iar punctele principale aici sunt prezența maximelor foarte pronunțate atribuibile atomilor de metale alcaline și aceleași minime. corespunzătoare gazelor nobile. Scăderea valorilor razelor atomice orbitale în timpul tranziției de la un metal alcalin la gazul nobil corespunzător (cel mai apropiat), cu excepția seriei Li-Ne, este nemonotonă, mai ales atunci când familiile de elemente de tranziție (metale) iar între metalul alcalin şi gazul nobil apar lantanide sau actinide. În perioade mari, în familiile de elemente d și f, se observă o scădere mai puțin accentuată a razelor, deoarece umplerea orbitalilor cu electroni are loc în stratul exterior antecedent. În subgrupe de elemente, razele atomilor și ionilor de același tip cresc în general.

Starea de oxidare este o valoare condiționată auxiliară pentru înregistrarea proceselor de oxidare, reducere și reacții redox, valoarea numerică a sarcinii electrice atribuită unui atom dintr-o moleculă în ipoteza că perechile de electroni care realizează legătura sunt complet deplasate către mai mulți atomi electronegativi.

Multe elemente sunt capabile să prezinte nu una, ci mai multe stări de oxidare diferite. De exemplu, pentru clor, toate stările de oxidare de la -1 la +7 sunt cunoscute, deși chiar și unele sunt foarte instabile, iar pentru mangan, de la +2 la +7. Cele mai mari valori ale stării de oxidare se modifică periodic în funcție de numărul de serie al elementului, dar această periodicitate este complexă. În cel mai simplu caz, în seria de elemente de la un metal alcalin la un gaz nobil, cea mai mare stare de oxidare crește de la +1 (RbF) la +8 (XeO4). În alte cazuri, cea mai mare stare de oxidare a gazului nobil este mai mică (Kr+4F4) decât pentru halogenul precedent (Br+7О4−). Prin urmare, pe curba dependenței periodice a celei mai mari stări de oxidare de numărul de serie al elementului, maximele cad fie pe gazul nobil, fie pe halogenul care îl precede (minimele sunt întotdeauna pe metalul alcalin). Excepție este seria Li-Ne, în care nici halogenul (F) și nici gazul nobil (Ne) nu au deloc stări de oxidare ridicate și cea mai mare valoare cel mai înalt grad de oxidare îl are membrul mijlociu al seriei - azotul; prin urmare, în seria Li - Ne, modificarea celui mai înalt grad de oxidare se dovedește a trece printr-un maxim.

În cazul general, creșterea celei mai înalte stări de oxidare din seria elementelor de la un metal alcalin la un halogen sau la un gaz nobil nu este deloc monotonă, în principal datorită manifestării unor stări de oxidare ridicate de către metalele tranziționale. De exemplu, creșterea stării celei mai ridicate de oxidare din seria Rb-Xe de la +1 la +8 este „complicată” de faptul că stările de oxidare atât de ridicate precum +6 (MoO3), +7 (Tc2O7), +8 sunt cunoscut pentru molibden, tehnețiu și ruteniu (RuO4).

Modificarea potențialelor de oxidare ale substanțelor simple, în funcție de numărul atomic al elementului, este de asemenea periodică. Dar trebuie avut în vedere faptul că potențialul de oxidare al unei substanțe simple este influențat de diverși factori, care uneori trebuie luați în considerare individual. Prin urmare, periodicitatea modificării potențialelor de oxidare ar trebui interpretată cu mare atenție. Unele secvențe definite pot fi găsite în modificarea potențialelor de oxidare ale substanțelor simple. În special, într-o serie de metale, la trecerea de la alcalin la elementele care îi urmează, are loc o scădere a potențialelor de oxidare. Acest lucru este ușor de explicat printr-o creștere a energiei de ionizare a atomilor cu o creștere a numărului de electroni de valență îndepărtați. Prin urmare, pe curba dependenței potențialelor de oxidare ale substanțelor simple de numărul ordinal al elementului, există maxime corespunzătoare metalelor alcaline.