Строение атома. Периодическая таблица химических элементов Д.И.Менделеева

Волгоградская государственная академия физической культуры 
 
 
 
 

Кафедра физиологии и химии 
 
 

Реферат

Тема: Строение атома. Периодическая таблица химических элементов Д.И.Менделеева  
 
 
 
 
 

Выполнил:

студент 101 группы ФБП (л/а) 
 
 
 
 
 

Волгоград – 2005 

Содержание 

1. Современные представления о строении атома---------------------  3
2. Формы электронных облаков--------------------------------------------  5
3. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева ------------   7
4. Периодические свойства элементов ----------------------------------  12
5. Химические связи--------------------------------------------------------- 15
6. Список использованной литературы----------------------------------  18

Современные представления о строении атома

    Подтверждённая  экспериментально в 1927 г. двойственная природа электрона, обладающего  свойствами не только частицы, но и  волны, побудила учёных к созданию новой  теории строения атома, учитывающей  оба этих свойства. Современная теория строения атома опирается на квантовую механику.

    Двойственность  свойств электрона проявляется  в том, что он, с одной стороны, обладает свойствами частицы (имеет  определённую массу покоя), а с  другой — его движение напоминает волну и может быть описано  определённой амплитудой, длиной волны, частотой колебаний и др. Поэтому нельзя говорить о какой-либо определённой траектории движения электрона — можно лишь судить о той или иной степени вероятности его нахождения в данной точке пространства.

    Следовательно, под электронной орбитой следует понимать не определённую линию перемещения электрона, а некоторую часть пространства вокруг ядра, в пределах которого вероятность пребывания электрона наибольшая. Иными словами, электронная орбита не характеризует последовательность перемещения электрона от точки к точке, а определяется вероятностью нахождения электрона на определённом расстоянии от ядра. В связи с этим электрон представляют не в виде материальной точки, а как бы "размазанным" по всему объёму атома в виде так называемого электронного облака, имеющего области сгущения и разрежения электрического заряда. Представление об электроне как о некотором облаке электрического заряда удобно; оно довольно точно передаёт особенности поведения электрона. Однако следует иметь в виду, что электронное облако не имеет резко очерченных границ, и даже на большом расстоянии от ядра существует вероятность пребывания электрона. Для характеристики формы электронного облака понятие орбиталь вместо понятия орбита было введено именно для того, чтобы не смешивать движение электрона с движением тела в классической физике. Однако при упрощённом рассмотрении строения атома иногда сохраняют термин орбита, помня тем не менее об особом характере движения электрона в атоме.

    По  современным представлениям состояние  электрона в атоме описывается четырьмя квантовыми числами. Главное квантовое число n характеризует величину энергии электрона и может принимать только положительные целочисленные значения: 1, 2, 3 и т. д. С увеличением главного квантового числа энергия электрона возрастает. Состояние электрона, отвечающее определённому значению главного квантового числа, называют энергетическим уровнем электрона в атоме. Помимо энергии электрона главное квантовое число определяет размеры электронного облака: чем выше значение главного квантового числа, тем больше электронное облако. Электроны, характеризующиеся одним и тем же квантовым числом, имеют электронные облака приблизительно одинаковых размеров. Поэтому говорят о существовании в атоме электронных слоёв. Электронные слои обозначают большими буквами латинского алфавита K, L, M, N, O, причём K-слой является первым от ядра атома, ему соответствует главное квантовое число n = 1, L-слой — вторым, M-слой — третьим и т. д. Электроны, образующие данный слой, могут обладать несколько отличающейся друг от друга энергией и иметь орбитали различных форм. Из квантовомеханической теории следует, что с увеличением главного квантового числа n изменяются число и характер электронных орбиталей в пределах данного электронного слоя. Количество орбиталей для каждого значения n равно квадрату главного квантового числа (n²).

    Второе  квантовое число l, описывающее форму электронного облака, называется орбитальным квантовым числом. При данном главном вантовом числе n орбитальное квантовое число l может принимать любые целочисленные значения от 0 до n–1. Соответствующие орбитали обозначаются строчными буквами латинского алфавита: s (l = 0), p (l = 1), d (l = 2), f (l = 3). Орбитальное квантовое число отображает энергию электрона на подуровне. Электроны с различными орбитальными квантовыми числами несколько отличаются друг от друга: их энергия тем выше, чем больше число l. Число возможных подуровней в каждом энергетическом уровне совпадает с порядковым номером электронного слоя, но фактически ни один энергетический уровень не содержит больше четырёх подуровней. Это справедливо для стационарного состояния атомов всех элементов. Так, первому энергетическому уровню соответствует s-подуровень; второму уровню — два подуровня: s и p; третьему уровню — три подуровня: s, p и d; четвёртому и следующим уровням —четыре подуровня: s, p, d и f.

    Ориентацию  орбиталей в пространстве определяет третье квантовое число, называемое магнитным квантовым числом и обозначаемое m. При данном орбитальном квантовом числе l магнитное квантовое число m может принимать любые целочисленные значения от –l до +l, в том числе нулевое значение. Оно определяет число орбиталей в одном и том же электронном слое: одна s-орбиталь (m = 0), три p-орбитали (m равно –1, 0, +1), пять d-орбиталей (m равно –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3). Орбитали с различными магнитными квантовыми числами, но с одинаковым главным и орбитальным квантовыми числами характеризуются одной и той же энергией. Магнитное квантовое число есть вектор, следовательно, ему соответствует не только определённое числовое значение, но и определённое направление, что выражается в знаках "+" и "–".

    Четвёртое квантовое число, называемое спином и обозначаемое m_s, раньше связывали с вращением электрона вокруг своей оси, но теперь ему не придают какого-либо наглядного образа и считают чисто квантовомеханической величиной. Спин электрона может иметь два значения: +1/2 и –1/2.

    Формы электронных облаков.

    Электронное облако не имеет резко очерченных границ в пространстве, поэтому представления  о размерах и форме электронного облака требуют специального пояснения. Обратимся к рис. 7, на котором изображено электронное облако атома водорода. В этом облаке можно провести поверхности, на которых электронная плотность будет иметь одинаковое значение. В случае атома водорода это сферические поверхности, внутри которых заключена большая или меньшая часть электронного облака. Если проведённая поверхность охватывает 90 % заряда и массы электрона, её называют граничной поверхностью. Размер и форму граничной поверхности отождествляют с размером и формой электронного облака.

    Рассмотрим  зависимость вероятности W^* пребывания электрона в данной точке пространства от её отдалённости от ядра r на примере 1s-электрона атома водорода. Цифра 1 показывает, что главное квантовое число n = 1, а буква s – равенство нулю его орбитального квантового числа: l = 0. Вероятность обнаружения электрона на малых расстояниях от ядра, так же, как и на больших, близка к нулю. На некотором расстоянии от ядра r₀ вероятность нахождения электрона максимальна. Для атома водорода это расстояние точно совпадает с радиусом первой боровской орбиты и равно 0,053 нм. Однако следует иметь в виду, что, по Бору, эта величина показывает, на каком расстоянии от ядра электрон находится, а по представлениям квантовой механики это расстояние отвечает максимальной вероятности обнаружения электрона. Следовательно, в отличие от модели атома по Бору, электрон может находиться и на других расстояниях от ядра – как меньших, так и больших 0,053 нм. Характер зависимости W от r для 1s-электрона свидетельствует о том, что электронное облако 1s-электрона обладает сферической симметрией, т. е. имеет форму шара с ядром в центре. s-Электроны с главным квантовым числом n, равным 2, 3, 4 ... также обладают сферической симметрией. По мере того, как главное квантовое число возрастает, расстояние наиболее вероятного пребывания электрона от ядра также увеличивается, и электронное облако становится более размытым.

    Для 2p-электронов (главное квантовое  число n = 2, орбитальное квантовое число l = 1) кривая зависимости вероятности обнаружения электрона W от расстояния r имеет максимум. Такому распределению вероятности обнаружения 2p-электрона соответствует форма электронного облака, напоминающая двойную грушу или восьмёрку. Магнитное квантовое число 2p-электронов может иметь три значения: –1, 0 и +1, что соответствует ориентации восьмёрки вдоль трёх координатных осей: x, y, z. Иными словами, три p-электронных облака ориентированы в пространстве во взаимно перпендикулярных направлениях. Поэтому три 2p-электронных облака обозначают так: 2p_x, 2p_y, 2p_z. Электроны всех трёх 2p-орбиталей имеют одинаковую энергию. Как и в случае s-электронов, p-орбитали становятся более размытыми, когда главное квантовое число возрастает, однако сохраняют ту же симметрию – подобны восьмёрке.

    Для 3d-электронов (главное квантовое  число n=3, орбитальное квантовое  число l=2) возможны пять вариантов пространственного расположения электронного облака, отвечающие пяти значениям магнитного квантового числа m: –2, –1, 0, +1, +2. Все электроны 3d-орбиталей имеют одинаковую энергию. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

Периодическая система элементов Д. И. Менделеева

    Современная периодическая система элементов  имеет семь периодов, из которых I, II и III называются малыми периодами, а IV, V, VI и VI – большими периодами. I, II и III периоды содержат по одному ряду элементов,  IV, V и VI — по два ряда, VII период незаконченный. Все периоды, за исключением I, содержащего лишь два элемента, начинаются щелочным металлом и заканчиваются благородным газом.

    В больших периодах изменение свойств  при переходе от активного металла  к благородному газу происходит более  плавно, чем в малых периодах. Большие периоды состоят из чётных и нечётных рядов. В этих периодах наблюдается двойная периодичность: помимо характерного для всех периодов изменения свойств от щелочного металла до благородного газа наблюдается также изменение свойств в пределах чётного ряда и отдельно — в пределах нечётного ряда. Например, в чётном ряду IV периода валентность изменяется от 1 у калия до 7 у марганца; после триады железо – кобальт – никель происходит такое же изменение валентности в нечётном ряду: от 1 у меди до 7 у брома. Подобная двойная периодичность наблюдается и в других больших периодах.

    У элементов чётных рядов преобладают металлические свойства, и их ослабление справа налево замедленно. В нечётных рядах происходит заметное ослабление металлических свойств и усиление неметаллических.

    Особое  положение в периодической системе  занимают элемент номер 57 – лантан – и следующие за ним 14 элементов, объединённых под названием лантаноиды. Эти элементы по химическим свойствам похожи на лантан и очень сходны между собой. Поэтому в периодической системе лантану и лантаноидам отведена одна клетка. Аналогичным образом в одну клетку VII периода помещены элемент номер 89 – актиний – и следующие за ним 14 элементов – так называемые актиноиды. Элементы II и III периодов Менделеев назвал типическими. Подгруппы, содержащие типические элементы, называются главными. Элементы чётных рядов (для  I и II групп – нечётных) составляют побочные подгруппы.

    Элементы  главных подгрупп по химическим свойствам  значительно отличаются от элементов  побочных подгрупп. Особенно наглядно это различие в VII и VIII группах периодической  системы элементов. Например, главную подгруппу в VIII группе составляют благородные газы He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, а побочная подгруппа представлена триадами элементов: Fe, Co, Ni – в IV периоде, Ru, Rh, Pd – в V периоде, Os, Ir, Pt – в VI периоде. В отличие от благородных газов названные элементы имеют ярко выраженные металлические свойства.

    Номер группы, как правило, показывает высшую валентность элемента по кислороду. Ряд исключений существует для элементов  подгруппы меди, VII и  VIII групп. Так, медь, серебро и золото образуют соединения, в которых валентность этих элементов достигает 3. Элемент VII группы – фтор – имеет только валентность 1, а высшая валентность других элементов по кислороду равна 7. В VIII группе валентность 8 проявляют только осмий, рутений и ксенон.

    Элементы  главных подгрупп характеризуются также валентностью по водороду. Летучие водородные соединения образуют элементы IV, V, VI и VII групп. Валентность по водороду при переходе от элементов IV группы к элементам VII группы уменьшается от 4 до 1. Напротив, валентность этих элементов по кислороду в том же направлении возрастает от 4 до 7.

Общая характеристика элементов III группы             

 К  III группе относятся бор, алюминий, галлий, индии, таллий (главная подгруппа), а также скандий, иттрий, лантан  и лантаноиды, актиний и актиноиды (побочная подгруппа).            

 На  внешнем электронном уровне элементов  главной подгруппы имеется по  три электрона (s²р¹). Они легко отдают эти электроны или образуют три неспаренных электрона за счет перехода одного электрона на р-уровень. Для бора и алюминия характерны соединения только со степенью окисления +3. У элементов подгруппы галлия (галлий, индий, таллий) на внешнем электронном уровне также находится по три электрона, образуя конфигурацию s²р¹, но они расположены после 18-электронного слоя. Поэтому в отличие от алюминия галлий обладает явно неметаллическими свойствами. Эти свойства в ряду Gа, In, Тl ослабевают, а металлические свойства усиливаются.            

 У  элементов подгруппы скандия  на внешнем электронном уровне  также находится по три электрона. Однако эти элементы относятся к переходным d-элементам, электронная конфигурация их валентного слоя d¹s². Эти электроны все три элемента довольно легко отдают. Элементы подгруппы лантаноидов имеют отличительную конфигурацию внешнего электронного уровня: у них застраивается 4f-уровень и исчезает d-уровень. Начиная с церия все элементы, кроме гадолиния и лютеция, имеют электронную конфигурацию внешнего электронного уровня 4fⁿ6s² (гадолиний и лютеций имеют 5d¹-электроны). Число n изменяется от 2 до 14. Поэтому в образовании валентных связей принимают участие s- и f-электроны. Чаще всего степень окисления лантаноидов +3, реже +4.            

 Электронное  строение валентного слоя актиноидов  во многом напоминает электронное  строение валентного слоя лантаноидов. Все лантаноиды и актиноиды — типичные металлы.            

 Все  элементы III группы обладают очень  сильным сродством к кислороду,  и образование их оксидов сопровождается  выделением большого количества  теплоты.            

 Элементы III группы находят самое разнообразное применение.            

 Бор  был открыт Ж. Гей-Люссаком  и Л. Тенаром в 1808 г. Содержание  его в земной коре составляет 1,2·10^-3 %.            

 Соединения  бора с металлами (бориды) обладают  высокой твердостью и термостойкостью. Поэтому их используют для получения сверхтвердых и жаропрочных специальных сплавов. Большой термостойкостью обладают карбид и нитрид бора. Последний применяют в качестве высокотемпературной смазки. Кристаллогидрат тетрабората натрия Nа₂В₄O₇·10Н₂О (бура) имеет постоянный состав, его растворы применяют в аналитической химии для установления концентрации растворов кислот. Реакция буры с кислотой протекает по уравнению

Nа₂В₄O₇ + 2 НСl + 5 Н₂О = 2 NаСl + 4 Н₃ВО₃            

 Содержание  галлия в земной коре составляет 1,9·10^-3 %. Он был предсказан Д. И. Менделеевым (экаалюминий) и открыт французским химиком Р. Э. Лекок де Буабодраном в 1875 г. Свойства галлия почти полностью совпали со свойствами экаалюминия, предсказанными Д.И. Менделеевым на основе периодического закона.           

 Соединения  галлия с элементами VI группы (серой,  селеном, теллуром) являются полупроводниками. Жидким галлием наполняют высокотемпературные  термометры.            

 Индий  был открыт Т. Рихтером и  Ф. Райхом в 1863 г. Содержание его в земной хоре составляет 2,5·10^-5 %. Добавка индия к сплавам меди увеличивает устойчивость последних к действию морской воды. Присадка этого металла к серебру увеличивает блеск серебра и препятствует его тускнению на воздухе. Индиевые покрытия предохраняют металлы от коррозии. Он входит в состав некоторых сплавов, применяющихся в стоматологии, а также некоторых легкоплавких сплавов (сплав индия, висмута, свинца, олова и кадмия плавится при 47 °С). Соединения индия с различными неметаллами обладают полупроводниковыми свойствами.            

 Таллий  был открыт У. Круксом в 1861 г. Содержание его в земной  коре составляет 10^-4 %. Сплав таллия (10 %) с оловом (20 %) и свинцом (70 %) обладает очень высокой кислотоупорностью, он выдерживает действие смеси серной, соляной и азотной кислот. Таллий повышает чувствительность фотоэлементов к инфракрасному излучению, исходящему от нагретых предметов. Соединения таллия весьма ядовиты и вызывают выпадение волос.            

 Галлий, индий и таллий относятся к  рассеянным элементам. Содержание  их в рудах, как правило,  не превышает тысячных долей  процента.            

 Соединения  скандия, иттрия, лантана и лантаноидов  были известны еще в начале  Х1Х в. Чистый скандий был выделен Л. Ф. Нильсоном в 1879 г. Содержание этого элемента в земной коре составляет 10^-3 %. Иттрий был открыт Ю. Гадолином в 1794 г. Его содержание в земной коре составляет 2,9·10^-3 %. Содержание в земной коре лантана, открытого К. Г. Мосандером в 1839 г., составляет 4,9·10^-3 %. Применяются эти металлы в основном для получения специальных сплавов, обладающих специфическими электрическими и магнитными свойствами. Кроме того, лантаноиды используются для приготовления различных пирофорных составов, церий — для получения алюминиевых сплавов. Добавка церия увеличивает электропроводность алюминия и улучшает его механические свойства, облегчает прокатку вольфрама. Диоксид церия применяется при шлифовке оптического стекла.            

 К  семейству актиноидов относятся наиболее тяжелые элементы, следующие в периодической системе за актинием.            

 Из  актиноидов практическое применение  находят уран, торий и плутоний.            

 Уран  был открыт М. Г. Клапротом  в 1789. Содержание его в земной  коре составляет 2,5·10^-4 %. В природе уран встречается н виде трех изотопов: ²³⁸U — 99,285 %, ²³⁵U — 0,71 %, ²³⁴U — 0,005 %. Изотоп ²³⁵U способен самопроизвольно распадаться, Поэтому уран, используемый в реакторах в качестве ядерного горючего, обогащают с целью увеличения в нем содержания изотопа-235. Для этого изотопа существует понятие критической массы, при достижении которой начинается цепная реакция и происходит ядерный взрыв. Если масса ²³⁵U меньше критической, скорость реакции самопроизвольного распада можно регулировать. Это свойство ²³⁵U используется в ядерном реакторе. Соединения урана применяются также в качестве красителей в полиграфической и силикатной промышленности.            

 Диоксид  тория был открыт Й. Я. Берцелиусом  в 1828 г., но металлический торий  получен сравнительно недавно. Содержание тория в земной коре составляет 1,3·10^-3 %. Небольшие добавки этого металла к вольфраму увеличивают срок службы электроспиралей в лампах накаливания (торий поглощает газы, способствующие быстрому износу вольфрамовой нити). Диоксид тория применяется в медицине, а также при изготовлении некоторых катализаторов.            

 Плутоний  был открыт Г. Сиборгом, Э. Макмилланом,  Дж. Кеннеди и А. Валем в 1940 г. Содержание его в земной  коре ничтожно. Получают плутоний  из продуктов распада горючего ядерных реакторов. Используется он для тех же целей, что и уран-235. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

Периодические свойства элементов

    По  мере накопления сведений о свойствах  химических элементов возникла настоятельная  необходимость их классификации. Ко времени открытия Д. И. Менделеевым периодического закона было известно уже более 60 элементов. Многие химики пытались разрабатывать систематику элементов. Этим занимались А. Э. Б. Шанкуртуа во Франции, Л. Ю. Мейер и И. В. Деберейнер в Германии, Дж. А. К. Ньюлендс в Англии и др. Так, Ньюлендс, размещая элементы в порядке возрастания их атомных масс, заметил, что химические свойства восьмого элемента подобны свойствам первого. Этой закономерности он дал название закон октав. Деберейнер составлял триады из сходных по химическим свойствам элементов и указывал, что в триадах атомная масса среднего элемента приблизительно равна среднему арифметическому атомных масс двух крайних элементов. Шанкуртуа разместил элементы в порядке возрастания их атомных масс по винтовой линии, описанной вокруг цилиндра. Сходные элементы при этом располагались друг под другом. Мейер, разместив элементы в порядке увеличения их атомных масс, получил шесть групп подобных элементов. Однако никто из названных исследователей не сумел за этими отдельными аналогиями увидеть один из основных законов химии. Задача была решена в 1869 г. великим русским учёным Дмитрием Ивановичем Менделеевым. Открытый им периодический закон и созданная на его основе периодическая система элементов стали фундаментом современной химии.

    Изучая  свойства химических элементов, Д. И. Менделеев  пришёл к выводу, что многие свойства определяются атомной массой элементов. Поэтому в основу систематики  элементов он положил атомную  массу как "точное, измеримое и никакому сомнению не подлежащее" свойство. По мнению Менделеева, "масса вещества есть именно свойство его, от которого должны находиться в зависимости все остальные свойства. Поэтому ближе или естественнее всего искать зависимость между свойствами и сходствами элементов, с одной стороны, и атомными весами их, с другой стороны".

    Менделеев разместил все известные в  то время элементы в порядке возрастания  их атомных масс и обнаружил, что  в полученном ряду наблюдается периодичность  изменения свойств элементов. Например, в ряду от Li к F по мере увеличения атомной массы наблюдалось закономерное изменение химических свойств элементов и их соединений. Литий является типичным металлом, у следующего за ним элемента – бериллия – металлические свойства выражены уже значительно слабее. По величине атомной массы за бериллием идёт бор – элемент с неметаллическими свойствами. В ряду элементов от углерода до фтора происходит усиление неметаллических свойств, и фтор уже выступает как типичный неметалл. Следующий за фтором элемент – натрий – резко отличается по свойствам от фтора, но проявляет большое сходство с литием. При переходе от натрия к хлору вновь наблюдается постепенное ослабление металлических и нарастание неметаллических свойств. Периодически повторяются не только химические свойства элементов, но и формулы их соединений. Например, литий образует с кислородом соединение состава Li₂O; аналогичную формулу имеет соединение натрия с кислородом – Na₂O. Д. И. Менделеев сформулировал открытый им закон так: свойства простых тел, а также формулы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величин атомных весов элементов.

    Первый  вариант периодической системы  элементов Менделеев опубликовал  в 1869 г. Все элементы он разместил  в порядке увеличения их атомных масс, однако с таким расчётом, чтобы подобные по свойствам элементы оказались друг над другом. Сходные элементы, вошедшие в один вертикальны ряд, Менделеев объединил в группы. Последовательность элементов, в пределах которой закономерно изменяются свойства элементов от типичного металла до типичного неметалла, была названа периодом.

    При составлении периодической системы  Менделеев, беря за основу атомные массы  элементов, не оставлял без внимания и их химические свойства. Так, в  некоторых случаях в таблице нарушен принцип расположения элементов по возрастанию их атомных масс. Например, теллур, атомная масса которого больше атомной массы йода, стоит перед йодом. В противном случае иод находился бы в одной группе с серой, а не с хлором, с которым он проявляет большое сходство. Так же поступил учёный с парой элементов калий – аргон. Атомная масса калия меньше атомной массы аргона, однако в таблице калий был помещён после аргона и оказался в одной группе с другими щелочными металлами.

    При составлении периодической системы Д. И. Менделееву пришлось преодолеть немало трудностей, связанных с тем, что одни элементы в то время ещё не были открыты, свойства других были мало изучены, атомные массы третьих были определены неправильно. Учёный глубоко верил в правильность открытого им закона, был твёрдо убеждён в том, что периодический закон отражает объективную реальность. На основании периодической системы он исправил атомные массы ряда элементов, предсказал существование в природе нескольких ещё не открытых элементов и даже описал свойства этих элементов и их соединений. Эти элементы были открыты в течение последующих пятнадцати лет: в 1875 г. П. Э. Лекок де Буабодран открыл элемент номер 31, назвав его галлием; в 1879 г. Л. Ф. Нильсон открыл элемент номер 21 и назвал его скандием; в 1886 году К. А. Винклер открыл элемент 32, который был назван германием.

    Менделеев предсказал физические и химические свойства этих трёх элементов на основании  свойств окружающих их в таблице  элементов. Например, атомную массу  и плотность элемента номер 21 он рассчитал как среднее арифметическое атомных масс и плотностей бора, иттрия, кальция и титана.

    Ниже  в качестве примера приведены  свойства элемента с порядковым номером 32 — германия, которые были предсказаны  Менделеевым и впоследствии экспериментально подтверждены Винклером.  

    Свойства  элемента № 32,                            Свойства германия, предсказанные Менделеевым в 1871 г            установленные опытным

                           путём в 1886 г.: 

    атомная масса — 72;                                    атомная масса — 72,6;

    серый тугоплавкий металл;                          серый тугоплавкий металл;

    плотность — 5,5 г/см³;                                  плотность — 5,35 г/см³;

    формула оксида — ЭО₂;                                формула оксида — GeO₂;

    плотность оксида — 4,7 г/см³;                      плотность оксида — 4,7 г/см³;

    хлорид  ЭCl₄ — жидкость;                             хлорид GeCl₄ — жидкость;

    плотность ЭCl₄ — 1,9 г/см³;                        плотность GeCl₄ — 1,887 г/см³;