+++++
Хлор
Атомный номер 17
Внешний вид простого вещества Газ жёлто-зеленого цвета с резким запахом. Ядовит.
Свойства атома
Атомная масса
(молярная масса)
35,4527 а.е.м.(г/моль)
Радиус атома 100 пм
Энергия ионизации
(первый электрон)
1254.9(13.01) 
кДж/моль (эВ)
Электронная конфигурация [Ne] 3s2 3p5
Химические свойства
Ковалентный радиус 99 пм
Радиус иона (+7e)27 (-1e)181 пм
Электроотрицательность
(по Полингу)
3.16
Электродный потенциал 0
Степени окисления 7, 6, 5, 4, 3, 1, −1
Термодинамические свойства простого вещества
Плотность (при −33.6 °C)1,56
г/см³
Молярная теплоёмкость 21.838 Дж/(K·моль)
Теплопроводность 0.009 Вт/(м·K)
Температура плавления 172.2 K
Теплота плавления 6.41 кДж/моль
Температура кипения 238.6 K
Теплота испарения 20.41 кДж/моль
Молярный объём 18.7 см³/моль
Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки орторомбическая
Параметры решётки a=6,29 b=4,50 c=8,21 Å
Отношение c/a
Температура Дебая n/a K
CI 17
35,4527
[Ne]3s23p5
Хлор

Хлор (χλωρός — зелёный) — элемент главной подгруппы седьмой группы, третьего периода периодической системы химических элементов, с атомным номером 17.

Элемент ХЛОР обозначается символом Cl (лат. Chlorum). Химически активный неметалл. Входит в группу галогенов (первоначально название «галоген» использовал немецкий химик Швейгер для хлора [дословно «галоген» переводится как солерод], но оно не прижилось, и впоследствии стало общим для VII группы элементов, в которую входит и хлор).

Простое вещество хлор (CAS-номер: 7782-50-5) при нормальных условиях — ядовитый газ желтовато-зелёного цвета, с резким запахом. Молекула хлора двухатомная (формула Cl2).

История открытия хлора

Схема атома хлора

Впервые хлор был получен в 1772 г. Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:

4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O

Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать с золотом и киноварью, а также его отбеливающие свойства.

Шееле, в соответствии с господствовавшей в химии того времени теории флогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированную соляную кислоту, то есть оксид соляной кислоты. Бертолле и Лавуазье предположили, что хлор является оксидом элемента мурия, однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Дэви, которому электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор.

Распространение в природе

В природе встречаются два изотопа хлора 35Cl и 37Cl. В земной коре хлор самый распространённый галоген. Хлор очень активен — он непосредственно соединяется почти со всеми элементами периодической системы.

В природе он встречается только в виде соединений в составе минералов: галита NaCI, сильвина KCl, сильвинита KCl · NaCl, бишофита MgCl2 · 6H2O, карналлита KCl · MgCl2 · 6Н2O, каинита KCl · MgSO4 · 3Н2О. Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов.

На долю хлора приходится 0,025 % от общего числа атомов земной коры, кларковое число хлора — 0,19%, а человеческий организм содержит 0,25 % ионов хлора по массе. В организме человека и животных хлор содержится в основном в межклеточных жидкостях (в том числе в крови) и играет важную роль в регуляции осмотических процессов, а также в процессах, связанных с работой нервных клеток.

Изотопный состав

В природе встречаются 2 стабильных изотопа хлора: с массовым числом 35 и 37. Доли их содержания соответственно равны 75,78 % и 24,22 %.

Изотоп Относительная масса, а.е.м. Период полураспада Тип распада Ядерный спин
35Cl 34.968852721 Стабилен  — 3/2
36Cl 35.9683069 301000 лет β-распад в 36Ar 0
37Cl 36.96590262 Стабилен  — 3/2
38Cl 37.9680106 37,2 минуты β-распад в 38Ar 2
39Cl 38.968009 55,6 минуты β-распад в 39Ar 3/2
40Cl 39.97042 1,38 минуты β-распад в 40Ar 2
41Cl 40.9707 34 c β-распад в 41Ar  
42Cl 41.9732 46,8 c β-распад в 42Ar  
43Cl 42.9742 3,3 c β-распад в 43Ar  

Физические и физико-химические свойства

При нормальных условиях хлор — жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Некоторые его физические свойства представлены в таблице.

Свойство Значение
Температура кипения −34 °C
Температура плавления −101 °C
Температура разложения
(диссоциации на атомы)
~1400°С
Плотность (газ, н.у.) 3,214 г/л
Сродство к электрону атома 3,65 эВ
Первая энергия ионизации 12,97 эВ
Теплоемкость (298 К, газ) 34,94 (Дж/моль·K)
Критическая температура 144 °C
Критическое давление 76 атм
Стандартная энтальпия образования (298 К, газ) 0 (кДж/моль)
Стандартная энтропия образования (298 К, газ) 222,9 (Дж/моль·K)
Энтальпия плавления 6,406 (кДж/моль)
Энтальпия кипения 20,41 (кДж/моль)

При охлаждении хлор превращается в жидкость при температуре около 239 К, а затем ниже 113 К кристаллизуется в орторомбическую решётку с пространственной группой Cmca и параметрами a=6,29 Å b=4,50 Å, c=8,21 Å. Ниже 100 К орторомбическая модификация кристаллического хлора переходит в тетрагональную, имеющую пространственную группу P42/ncm и параметры решётки a=8,56 Å и c=6,12 Å.

Растворимость

Растворитель Растворимость г/100 г
Бензол Растворим
Вода (0 °C) 1,48
Вода (20 °C) 0,96
Вода (25 °C) 0,65
Вода (40 °C) 0,46
Вода (60 °C) 0,38
Вода (80 °C) 0,22
Тетрахлорметан (0 °C) 31,4
Тетрахлорметан (19 °C) 17,61
Тетрахлорметан (40 °C) 11
Хлороформ Хорошо растворим
TiCl4, SiCl4, SnCl4 Растворим

Степень диссоциации молекулы хлора Cl2 → 2Cl. При 1000 К равна 2,07*10-4%, а при 2500 К 0,909 %.

Порог восприятия запаха в воздухе равен 0,003 (мг/л).

В реестре CAS — номер 7782-50-5.

По электропроводности жидкий хлор занимает место среди самых сильных изоляторов: он проводит ток почти в миллиард раз хуже, чем дистиллированная вода, и в 1022 раз хуже серебра. Скорость звука в хлоре примерно в полтора раза меньше, чем в воздухе.

Химические свойства

Строение электронной оболочки

На валентном уровне атома хлора содержится 1 неспаренный электрон: 1S² 2S² 2p6 3S² 3p5, поэтому валентность равная 1 для атома хлора очень стабильна. За счёт присутствия в атоме хлора незанятой орбитали d-подуровня, атом хлора может проявлять и другие валентности. Схема образования возбуждённых состояний атома:

Валентность Возможные
степени окисления
Электронное состояние
валентного уровня
Пример соединений
I +1, −1 3s2 3p5 NaCl, NaClO
III +3 3s2 3p4 3d1 NaClO2
V +5 3s2 3p3 3d2 NaClO3
VII +7 3s1 3p3 3d3 NaClO4

Также известны соединения хлора, в которых атом хлора формально проявляет валентность 4 и 6, например ClO2 и Cl2O6. Однако, эти соединения являются радикалами, то есть у них есть один неспаренный электрон.

Взаимодействие с металлами

Хлор непосредственно реагирует почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании):

Cl2 + 2Na → 2NaCl
3Cl2 + 2Sb → 2SbCl3
3Cl2 + 2Fe → 2FeCl3

Взаимодействие с неметаллами

C неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода и инертных газов), образует соответствующие хлориды.

На свету или при нагревании активно реагирует (иногда со взрывом) с водородом по радикальному механизму. Смеси хлора с водородом, содержащие от 5,8 до 88,3 % водорода, взрываются при облучении с образованием хлороводорода. Смесь хлора с водородом в небольших концентрациях горит бесцветным или желто-зелёным пламенем. Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200 °C.:

Cl2 + H2 → 2HCl
5Cl2 + 2P → 2PCl5
2S + Cl2 → S2Cl2

С кислородом хлор образует оксиды в которых он проявляет степень окисления от +1 до +7: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7. Они имеют резкий запах, термически и фотохимически нестабильны, склонны к взрывному распаду.

При реакции с фтором, образуется не хлорид, а фторид:

Cl2 + 3F2 (изб.) → 2ClF3

Другие свойства

Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами:

Cl2 + 2HBr → Br2 + 2HCl
Cl2 + 2NaI → I2 + 2NaCl

При реакции с монооксидом углерода образуется фосген:

Cl2 + CO → COCl2

При растворении в воде или щелочах, хлор дисмутирует, образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорную) и соляную кислоты, либо их соли:

Cl2 + H2O → HCl + HClO
3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O

Хлорированием сухого гидроксида кальция получают хлорную известь:

Cl2 + Ca(OH)2 → CaCl(OCl) + H2O

Действие хлора на аммиак можно получить трёххлористый азот:

4NH3 + 3Cl2 → NCl3 + 3NH4Cl

Окислительные свойства хлора

Хлор очень сильный окислитель.

Cl2 + H2S → 2HCl + S

Реакции с органическими веществами

С насыщенными соединениями:

CH3-CH3 + Cl2 → C2H6-xClx + HCl

Присоединяется к ненасыщенным соединениям по кратным связям:

CH2=CH2 + Cl2 → Cl-CH2-CH2-Cl

Ароматические соединения замещают атом водорода на хлор в присутствии катализаторов (например, AlCl3 или FeCl3):

C6H6 + Cl2 → C6H5Cl + HCl

Способы получения

Промышленные методы

Первоначально промышленный способ получения хлора основывался на методе Шееле, то есть реакции пиролюзита с соляной кислотой:

MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O

В 1867 году Диконом был разработан метод получения хлора каталитическим окислением хлороводорода кислородом воздуха. Процесс Дикона в настоящее время используется при рекуперации хлора из хлороводорода, являющегося побочным продуктом при промышленном хлорировании органических соединений.

4HCl + O2 → 2H2O + 2Cl2

Сегодня хлор в промышленных масштабах получают вместе с гидроксидом натрия и водородом путём электролиза раствора поваренной соли:

2NaCl + 2H2О → H2↑ + Cl2↑ + 2NaOH
Анод: 2Cl- — 2е- → Cl20
Катод: 2H2O + 2e- → H2↑ + 2OH-

Так как параллельно электролизу хлорида натрия проходит процесс электролиз воды, то суммарное уравнение можно выразить следующим образом:

1,80 NaCl + 0,50 H2O → 1,00 Cl2↑ + 1,10 NaOH + 0,03 H2

Применяется три варианта электрохимического метода получения хлора. Два из них электролиз с твердым катодом: диафрагменный и мембранный методы, третий — электролиз с жидким ртутным катодом (ртутный метод производства). В ряду электрохимических методов производства самым легким и удобным способом является электролиз с ртутным катодом, но этот метод наносит значительный вред окружающей среде в результате испарения и утечек металлической ртути.

Диафрагменный метод с твердым катодом

Полость электролизера разделена пористой асбестовой перегородкой — диафрагмой — на катодное и анодное пространство, где соответственно размещены катод и анод электролизёра. Поэтому такой электролизёр часто называют диафрагменным, а метод получения — диафрагменным электролизом. В анодное пространство диафрагменного электролизера непрерывно поступает поток насыщенного анолита (раствора NaCl). В результате электрохимического процесса на аноде за счёт разложения галита выделяется хлор, а на катоде за счёт разложения воды — водород. При этом прикатодная зона обогащается гидроксидом натрия.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Мембранный метод с твердым катодом

Мембранный метод по сути, аналогичен диафрагменному, но анодное и катодное пространства разделены катионообменной полимерной мембраной. Мембранный метод производства эффективнее, чем диафрагменный, но сложнее в применении.

Ртутный метод с жидким катодом

Процесс проводят в электролитической ванне, которая состоит из электролизера, разлагателя и ртутного насоса, объединённых между собой коммуникациями. В электролитической ванне под действием ртутного насоса циркулирует ртуть, проходя через электролизёр и разлагатель. Катодом электролизера служит поток ртути. Аноды — графитовые или малоизнашивающиеся. Вместе с ртутью через электролизер непрерывно течет поток анолита — раствора хлорида натрия. В результате электрохимического разложения хлорида на аноде образуются молекулы хлора, а на катоде выделившийся натрий растворяется в ртути образуя амальгаму.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Лабораторные методы

В лабораториях для получения хлора обычно используют процессы, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV), перманганатом калия, дихроматом калия):

2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ +8H2O
K2Cr2O7 + 14HCl → 3Cl2 + 2KCl + 2CrCl3 + 7H2O

Хранение хлора

Производимый хлор хранится в специальных «танках» или закачивается в стальные баллоны высокого давления. Баллоны с жидким хлором под давлением имеют специальную окраску — болотный цвет. Следует отметить что при длительной эксплуатации баллонов с хлором в них накапливается чрезвычайно взрывчатый треххлористый азот, и поэтому время от времени баллоны с хлором должны проходить плановую промывку и очистку от хлорида азота.

Стандарты качества хлора

Согласно ГОСТ 6718-93 «Хлор жидкий. Технические условия» производятся следующие сорта хлора

Наименование показателя ГОСТ 6718-93 Высший сорт Первый сорт
Объемная доля хлора, не менее, % 99,8 99,6
Массовая доля воды, не более, % 0,01 0,04
Массовая доля треххлористого азота, не более, % 0,002 0,004
Массовая доля нелетучего остатка, не более, % 0,015 0,10

Применение

Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд:

 
Оконный профиль изготовленный из хлорсодержащих полимеров
 
Основным компонентом отбеливателей является хлорная вода
  • В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука, из которых изготавливают: изоляцию для проводов, оконный профиль, упаковочные материалы, одежду и обувь, линолеум и грампластинки, лаки, аппаратуру и пенопласты, игрушки, детали приборов, строительные материалы. Поливинилхлорид производят полимеризацией винилхлорида, который сегодня чаще всего получают из этилена сбалансированным по хлору методом через промежуточный 1,2-дихлорэтан.
  • Отбеливающие свойства хлора известны с давних времен, хотя не сам хлор «отбеливает», а атомарный кислород, который образуется при распаде хлорноватистой кислоты: Cl2 + H2O → HCl + HClO → 2HCl + O•. Этот способ отбеливания тканей, бумаги, картона используется уже несколько веков.
  • Производство хлорорганических инсектицидов — веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасные для растений. На получение средств защиты растений расходуется значительная часть производимого хлора. Один из самых важных инсектицидов — гексахлорциклогексан (часто называемый гексахлораном). Это вещество впервые синтезировано ещё в 1825 г. Фарадеем, но практическое применение нашло только через 100 с лишним лет — в 30-х годах нашего столетия.
  • Использовался как боевое отравляющее вещество, а так же для производства других боевых отравляющих веществ: иприт, фосген.
  • Для обеззараживания воды — «хлорирования». Наиболее распространённый способ обеззараживания питьевой воды; основан на способности свободного хлора и его соединений угнетать ферментные системы микроорганизмов катализирующие окислительно-восстановительные процессы. Для обеззараживания питьевой воды применяют: хлор, двуокись хлора, хлорамин и хлорную известь. СанПиН 2.1.4.1074-01 [1] устанавливает следующие пределы (коридор)допустимого содержания свободного остаточного хлора в питьевой воде централизованного водоснабжения 0.3 — 0.5 мг/л. Ряд учёных и даже политиков в России критикуют саму концепцию хлорирования водопроводной воды, но альтернативы дезинфицирующему последействию соединений хлора предложить не могут. Материалы, из которых изготовлены водопроводные трубы, по разному взаимодействуют с хлорированной водопроводной водой. Свободный хлор в водопроводной воде существенно сокращает срок службы трубопроводов на основе полиолефинов: полиэтиленовых труб различного вида, в том числе сшитого полиэтилена, большие известного как ПЕКС (PEX, PE-X). В США для контроля допуска трубопроводов из полимерных материалов к использованию в водопроводах с хлорированной водой вынуждены были принять 3 стандарта: ASTM F2023 применительно к трубам из сшитого полиэтилена (PEX) и горячей хлорированной воде, ASTM F2263 применительно к полиэтиленовым трубам всем и хлорированной воде и ASTM F2330 применительно к многослойным (металлополимерным) трубам и горячей хлорированной воде. Положительную реакцию в части долговечности при взаимодействии с хлорированной водой демонстрируют медные трубы.
  • В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E925.
  • В химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений.
  • В металлургии для производства чистых металлов: титана, олова, тантала, ниобия.
  • Как индикатор солнечных нейтрино в хлор-аргонных детекторах.

Многие развитые страны стремятся ограничить использование хлора в быту, в том числе потому, что при сжигании хлорсодержащего мусора образуется значительное количество диоксинов.

Биологическая роль

 
Солерос

Хлор относится к важнейшим биогенным элементам и входит в состав всех живых организмов.

У животных и человека, ионы хлора участвуют в поддержании осмотического равновесия, хлорид-ион имеет оптимальный радиус для проникновения через мембрану клеток. Именно этим объясняется его совместное участие с ионами натрия и калия в создании постоянного осмотического давления и регуляции водно-солевого обмена. Под воздействием ГАМК (нейромедиатор) ионы хлора оказывают тормозящий эффект на нейроны путём снижения потенциала действия. В желудке ионы хлора создают благоприятную среду для действия протеолитических ферментов желудочного сока. Хлорные каналы представлены во многих типах клеток, митохондриальных мембранах и скелетных мышцах. Эти каналы выполняют важные функции в регуляции объёма жидкости, трансэпителиальном транспорте ионов и стабилизации мембранных потенциалов, участвуют в поддержании рН клеток. Хлор накапливается в висцеральной ткани, коже и скелетных мышцах. Всасывается хлор, в основном, в толстом кишечнике. Всасывание и экскреция хлора тесно связаны с ионами натрия и бикарбонатами, в меньшей степени с минералокортикоидами и активностью Na+/K+ — АТФ-азы. В клетках аккумулируется 10-15 % всего хлора, из этого количества от 1/3 до 1/2 — в эритроцитах. Около 85 % хлора находятся во внеклеточном пространстве. Хлор выводится из организма в основном с мочой (90-95 %), калом (4-8 %) и через кожу (до 2 %). Экскреция хлора связана с ионами натрия и калия, и реципрокно с HCO3- (кислотно-щелочной баланс).

Человек потребляет 5-10 г NaCl в сутки. Минимальная потребность человека в хлоре составляет около 800 мг в сутки. Младенец получает необходимое количество хлора через молоко матери, в котором содержится 11 ммоль/л хлора. NaCl необходим для выработки в желудке соляной кислоты, которая способствует пищеварению и уничтожению болезнетворных бактерий. В настоящее время участие хлора в возникновении отдельных заболеваний у человека изучено недостаточно хорошо, главным образом из-за малого количества исследований. Достаточно сказать, что не разработаны даже рекомендации по норме суточного потребления хлора. Мышечная ткань человека содержит 0,20-0,52 % хлора, костная — 0,09 %; в крови — 2,89 г/л. В организме среднего человека (масса тела 70 кг) 95 г хлора. Ежедневно с пищей человек получает 3-6 г хлора, что с избытком покрывает потребность в этом элементе.

Ионы хлора жизненно необходимы растениям. Хлор участвует в энергетическом обмене у растений, активируя окислительное фосфорилирование. Он необходим для образования кислорода в процессе фотосинтеза изолированными хлоропластами, стимулирует вспомогательные процессы фотосинтеза, прежде всего те из них, которые связаны с аккумулированием энергии. Хлор положительно влияет на поглощение корнями кислорода, соединений калия, кальция, магния. Чрезмерная концентрация ионов хлора в растениях может иметь и отрицательную сторону, например, снижать содержание хлорофилла, уменьшать активность фотосинтеза, задерживать рост и развитие растений. Но существуют растения, которые в процессе эволюции либо приспособились к засолению почв, либо в борьбе за пространство заняли пустующие солончаки на которых нет конкуренции. Растения произрастающие на засоленных почвах называются — галофиты, они накапливают хлориды в течение вегетационного сезона, а потом избавляются от излишков посредством листопада или выделяют хлориды на поверхность листьев и веток и получают двойную выгоду притеняя поверхнисти от солнечного света. В России галофиты произрастают на соляных куполах, выходах соляных отложений и засоленных понижениях вокруг соляных озёр Баскунчак, Эльтон.

 

Среди микроорганизмов, так же известны галофилы — галобактерии — которые обитают в сильносоленых водах или почвах.

Особенности работы и меры предосторожности

Skull and crossbones.svg

Хлор — токсичный удушливый газ, при попадании в лёгкие вызывает ожог лёгочной ткани, удушье. Раздражающее действие на дыхательные пути оказывает при концентрации в воздухе около 0,006 мг/л (т.е. в два раза выше порога восприятия запаха хлора). Хлор был одним из первых химических отравляющих веществ, использованных Германией в Первую мировую войну. При работе с хлором следует пользоваться защитной спецодеждой, противогазом, перчатками. На короткое время защитить органы дыхания от попадания в них хлора можно тряпичной повязкой, смоченной раствором сульфита натрия Na2SO3 или тиосульфата натрия Na2S2O3.

ПДК хлора в атмосферном воздухе следующие: среднесуточная — 0,03 мг/м³; максимально разовая — 0,1 мг/м³; в рабочих помещениях промышленного предприятия — 1 мг/м³.

Дополнительная информация

Производство хлора в России
Хлорид золота
Хлорная вода
Хлорная известь
Хлорид первого основания Рейзе
Хлорид второго основания Рейзе

Соединения хлора
Гипохлориты
Перхлораты
Хлорангидриды
Хлораты
Хлориды
Хлорорганические соединения

Анализируется

— При помощи электродов сравнения ЭСр-10101 анализирующих содержание Cl— и К+.

Периодическая система химических элементов Менделеева

Классификация хим. элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра. Система является графическим выражением периодического закона/

Периодическая система элементов
  IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB ---- VIIIB ---- IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
Период                                    
1 1
H
Водород
                                2
He
Гелий
2 3
Li
Литий
4
Be
Бериллий
                    5
B
Бор
6
C
Углерод
7
N
Азот
8
O
Кислород
9
F
Фтор
10
Ne
Неон
3 11
Na
Натрий
12
Mg
Магний
                    13
Al
Алюминий
14
Si
Кремний
15
P
Фосфор
16
S
Сера
17
Cl
Хлор
18
Ar
Аргон
4 19
K
Калий
20
Ca
Кальций
21
Sc
Скандий
22
Ti
Титан
23
V
Ванадий
24
Cr
Хром
25
Mn
Марганец
26
Fe
Железо
27
Co
Кобальт
28
Ni
Никель
29
Cu
Медь
30
Zn
Цинк
31
Ga
Галлий
32
Ge
Германий
33
As
Мышьяк
34
Se
Селен
35
Br
Бром
36
Kr
Криптон
5 37
Rb
Рубидий
38
Sr
Стронций
39
Y
Иттрий
40
Zr
Цирконий
41
Nb
Ниобий
42
Mo
Молибден
(43)
Tc
Технеций
44
Ru
Рутений
45
Rh
Родий
46
Pd
Палладий
47
Ag
Серебро
48
Cd
Кадмий
49
In
Индий
50
Sn
Олово
51
Sb
Сурьма
52
Te
Теллур
53
I
Иод
54
Xe
Ксенон
6 55
Cs
Цезий
56
Ba
Барий
* 72
Hf
Гафний
73
Ta
Тантал
74
W
Вольфрам
75
Re
Рений
76
Os
Осмий
77
Ir
Иридий
78
Pt
Платина
79
Au
Золото
80
Hg
Ртуть
81
Tl
Таллий
82
Pb
Свинец
83
Bi
Висмут
(84)
Po
Полоний
(85)
At
Астат
86
Rn
Радон
7 87
Fr
Франций
88
Ra
Радий
** (104)
Rf
Резерфордий
(105)
Db
Дубний
(106)
Sg
Сиборгий
(107)
Bh
Борий
(108)
Hs
Хассий
(109)
Mt
Мейтнерий
(110)
Ds
Дармштадтий
(111)
Rg
Рентгений
(112)
Cp
Коперниций
(113)
Uut
Унунтрий
(114)
Uuq
Унунквадий
(115)
Uup
Унунпентий
(116)
Uuh
Унунгексий
(117)
Uus
Унунсептий
(118)
Uuo
Унуноктий
8 (119)
Uue
Унуненний
(120)
Ubn
Унбинилий
                               
Лантаноиды * 57
La
Лантан
58
Ce
Церий
59
Pr
Празеодим
60
Nd
Неодим
(61)
Pm
Прометий
62
Sm
Самарий
63
Eu
Европий
64
Gd
Гадолиний
65
Tb
Тербий
66
Dy
Диспрозий
67
Ho
Гольмй
68
Er
Эрбий
69
Tm
Тулий
70
Yb
Иттербий
71
Lu
Лютеций
 
Актиноиды ** 89
Ac
Актиний
90
Th
Торий
91
Pa
Протактиний
92
U
Уран
(93)
Np
Нептуний
(94)
Pu
Плутоний
(95)
Am
Америций
(96)
Cm
Кюрий
(97)
Bk
Берклий
(98)
Cf
Калифорний
(99)
Es
Эйнштейний
(100)
Fm
Фермий
(101)
Md
Менделевий
(102)
No
Нобелей
(103)
Lr
Лоуренсий

Химические семейства элементов периодической таблицы
Щелочные металлы Щёлочноземельные металлы Лантаноиды Актиноиды Переходные металлы
Лёгкие металлы Полуметаллы Неметаллы Галогены Инертные газы