с чем не реагирует бром

Галогены

Галогены широко распространены в природе. Их химическая активность падает от фтора к астату.

Общая характеристика элементов VIIa группы

От F к At (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Все галогены относятся к неметаллам, являются сильными окислителями.

Природные соединения

Галогены в чистом виде можно получить путем электролиза водных растворов и расплавов их солей. Например, хлор в промышленности получают электролизом водного раствора хлорида натрия.

Более активные галогены способны вытеснять менее активные. Активность галогенов убывает: F → Cl → Br → I.

В лабораторных условиях галогены могут быть получены следующими реакциями.

Для галогенов характерна высокая реакционная способность. Фтор реагирует со всеми металлами без исключения, некоторые из них в атмосфере фтора самовоспламеняются.

Хлор, как и фтор, химически весьма активен. Не реагирует только с кислородом, азотом и благородными газами.

F₂ + H₂ → HF (в темноте со взрывом)

Галогены вступают в реакцию друг с другом. Чтобы определить степени окисления в получающихся соединениях, вспомните электроотрицательность 😉

Реакция фтора с водой протекает очень энергично, носит взрывной характер.

Cl₂ + NaOH → NaCl + NaClO + H₂O

Галогены способны вытеснять друг друга из солей. Более активные вытесняют менее активные.

KBr + I₂ ⇸ (реакция не идет, так как йод менее активен, чем бром)

Галогеноводороды

В промышленности применяют получение прямым методом: реакцией водорода с галогенами.

В лабораторных условиях галогеноводороды можно получить в реакциях обмена между галогенсодержащими солями и сильными кислотами.

Галогеноводороды реагируют с основными, амфотерными оксидами и основаниями с образованием соответствующих солей.

KOH + HCl → KCl + H₂O (реакция нейтрализации)

Реакции протекают в тех случаях, если в результате выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).

В некоторых реакциях проявляют себя как сильные восстановители, особенно HI.

В целом взаимодействие галогеноводородов с оксидами неметаллов нехарактерно. В этой связи важно выделить реакцию SiO₂ с плавиковой кислотой.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Химические свойства брома

С другой стороны, у брома по сравнению с хлором и фтором больше размеры атомов и общее число электронов в молекуле, а поэтому сильнее межмолекулярное взаимодействие. Следствием этого является то, что температура кипения брома выше, чем фтора и хлора.

При стандартных условиях бром – жидкость. Молярная концентрация вещества в жидкой фазе больше, чем в газе, и реакции с жидким бромом протекают зачастую более энергично, чем с газообразным хлором. Например, компактные алюминий и железо, не реагирующие с хлором при комнатной температуре, возгораются в жидком броме при непродолжительном нагревании, хотя энтальпии образования бромидов менее экзотермичны, чем соответствующих хлоридов:

Следовательно, различия в течении реакций определяются исключительно кинетическими причинами.

Химическая активность брома ниже, чем хлора, но еще достаточно высока. Со многими металлами и неметаллами он химически взаимодействует при обычных условиях. Так, например, железо, цинк, алюминий горят в жидком броме, реакция между кристаллическим фосфором и бромом идет при обычных условиях. Бром по активности мало уступает хлору.

Взаимодействие брома с водородом происходит лишь при повышенной температуре и, по-видимому, включает цепные процессы.

BaS + 4Br₂ + 4H₂O = BaSO₄ + 8HBr – эту реакцию проводят для получения раствора HBr.

Непосредственно бром не реагирует с кислородом, азотом, углеродом и благородными газами. Бром окисляется более легкими галогенами:

Реакции с кислородом не идут из-за очень низкой устойчивости оксидов всех галогенов.

В отличие от хлора, основные электроны атома брома включают не только s- и p-, но d-электроны. У атома брома имеет место 18-ти электронный предвнешний слой. Следствием этого является то, что вакантные d-АО атома брома меньше экранированы от положительного заряда ядра и менее эффективно участвуют в образовании связей. Соединения с положительными степенями окисления для брома менее характерны, чем для хлора. Это явление, известное как “вторичная периодичность”, которая особенно обнаруживается в кислородных соединениях брома. При этом 10 электронов 3d атомных орбиталей являются кайносимметричными, поэтому сильнее притянуты к атомному ядру.

Это главная причина, почему только сравнительно недавно (1968 г.) были получены производные брома в степени окисления +7, в частности бромная кислота HBrO₄, при этом в качестве окислителя использовался XeF₂.

Бром также как и хлор диспропорционирует в водном растворе, но склонность к диспропорционированию у него выражена менее ярко:

3BrO – ↔ BrO₃ – + 2Br – (2)

Образующаяся в реакции (1) бромноватистая кислота не выделена в индивидуальном состоянии и может существовать лишь в разбавленных растворах.

Чтобы получить производные BrO₄ – нужны чрезвычайно сильные окислители.

Источник

Химические свойства брома, уравнения реакций

Общая характеристика

Данное вещество при нормальных условиях представляет собой красно-бурую жидкость. Она едкая, тяжелая, имеет неприятный запах, который немного напоминает йодный. Жидкость ядовитая, но про токсичные свойства химического элемента брома будет рассказано чуть позже. Общие характеристики можно выделить в следующий перечень:

Интересно, что название этого элемента с древнегреческого переводится как «зловоние». И кто знает, как пахнут бромовые растворы, понимает, о чем речь. Запах у него действительно не из приятных.

Основные химические свойства

Данное вещество существует в виде 2-атомных молекул Br₂. Если увеличить температуру до 800 °C, то станет заметна их диссоциация на атомы. Чем выше будут градусы, тем интенсивнее будет осуществляться данный процесс.

К основным химическим свойствам брома стоит отнести его способность растворяться в воде. Это, конечно, характерно для всех галогенов, но он лучше остальных взаимодействует с Н₂О. Растворимость составляет 3,58 грамм на 100 миллилитров воды при температуре в 20 °C.

Получающийся в итоге этой реакции раствор именуют бромной водой. У нее есть целый ряд специфических особенностей.

Бромная вода

На свету она постепенно выделяет кислород. Это возникает из-за того, что бромноватистая кислота, входящая в состав данного раствора, начинает разлагаться. Жидкость, кстати, имеет характерный желто-оранжевый цвет.

Бромную воду используют для проведения реакции, которая в виде формулы выглядит так: Br₂ + Н₂О → HBr + HBrO. Как можно видеть, в результате образуются такие вещества, как бромоводородная и неустойчивая бромноватистая кислоты.

А готовят ее обычно так: в 250 миллилитров дистиллированной воды добавляют бром в количестве 1 мл, интенсивно при этом перемешивая компоненты. Процесс осуществляется в вытяжном шкафу. Хранят раствор в емкости, выполненной из стекла темного цвета.

Другие реакции брома

Важно оговориться, что этот активный неметалл во всех отношениях смешивается с большинством органических растворителей. Чаще всего вследствие данного процесса их молекулы бромируются.

По своей химической активности данный элемент находится между хлором и иодом. С этими веществами он тоже взаимодействует. Вот, например, реакция с раствором иодида, вследствие которой образуется свободный иод: Br₂ + 2Kl → I₂ + 2KBr. А при воздействии на бромиды хлора появляется свободный бром: Cl₂ + 2KBr → Br₂ + 2KCl.

Со многими другими веществами рассматриваемый элемент тоже взаимодействует за счет своих химических свойств. Реакция брома с серой дает S₂Br₂. При взаимодействии с фосфором появляются PBr₃ и PBr₅. Это все бинарные неорганические соединения. Кроме перечисленных элементов, неметалл также взаимодействует с селеном и теллуром.

И, конечно, рассказывая про физические и химические свойства брома, нельзя не упомянуть, что существуют также вещества, являющиеся устойчивыми к его действию. Это платина и тантал, а еще в какой-то мере свинец, титан и серебро.

Двойные и тройные связи

С веществами, которым они свойственны, также способен взаимодействовать обсуждаемый элемент. И, рассказывая про химические свойства брома, уравнения реакций данного типа тоже стоит рассмотреть. Вот одно из таковых: С₂Н₄ + Br₂ → C₂H₄BR₂. Это взаимодействие с этиленом. Ему как раз и свойственна двойная связь.

Интересно, что когда бром смешивается с растворами щелочей, карбоната калия или натрия, то результатом становится образование соответствующих броматов и бромидов (солей). Вот уравнение, демонстрирующее это: 3Br₂ + 3Na₂CO₃ → 5NaBr + NaBrO₃ + 3СО₂.

И да, перечисляя важнейшие химические свойства брома, нельзя не упомянуть, что в жидком состоянии он легко взаимодействует с золотом. Результатом становится образование трибромида (AuBr₃). А реакция выглядит следующим образом: 2Au + 3Br₂ → 2AuBr₃.

Токсичность

Химические свойства брома обусловливают его опасность для человеческого организма. Даже если его концентрация в воздухе превышает отметку в 0,001 % по объему, то возникают головокружение, раздражение слизистых оболочек, кровотечение из носа, а иногда даже удушье и спазмы дыхательных путей.

Смертельная доза для человека составляет всего 14 мг/кг перорально. Если возникло отравление бромом, то нужно:

Бром действительно опасное вещество. Его даже используют в производстве боевых отравляющих припасов.

Работа с бромом

Поскольку химические свойства брома обусловливают его токсичность, то люди, которые вынуждены с ним контактировать, используют специальные перчатки, противогазы и спецодежду.

Хранят вещество в толстостенной таре из стекла. Ее, в свою очередь, хранят в емкостях с песком. Он помогает защитить тару от разрушения, которое может возникнуть из-за встряхивания.

Кстати, из-за очень высокой плотности вещества бутылки с ним нельзя брать за горло. Оно легко может оторваться. А последствия от разлитого токсичного брома, да еще в таком количестве, катастрофичны.

Применение

Напоследок пару слов о том, как и где используют бром. Можно выделить следующие сферы и области применения:

Так что каким бы токсичным ни было это вещество для человеческого организма, в некоторых сферах оно незаменимо.

Источник

С чем не реагирует бром

Обычный бром состоит из изотопов 79 Br (50,56 %) и 81 Br (49,44 %). Искусственно полученырадиоактивные изотопы.

Химические свойства

В свободном виде существует в виде двухатомных молекул Br 2. Заметная диссоциация молекул на атомы наблюдается при температуре 800 °C и быстро возрастает при дальнейшем росте температуры. Диаметр молекулы Br 2 равен 0,323 нм, межъядерное расстояние в этой молекуле — 0,228 нм.

Бром немного, но лучше других галогенов растворим в воде (3,58 г в 100 г воды при 20 °C), раствор называют бромной водой. В бромной воде протекает реакция с образованием бромоводородной и неустойчивой бромноватистой кислот:

Br 2 + H 2O → HBr + HBrO.

С большинством органических растворителей бром смешивается во всех отношениях, при этом часто происходит бромирование молекул органических растворителей.

По химической активности бром занимает промежуточное положение между хлором и иодом. При реакции брома с растворами иодидов выделяется свободный иод:

Br 2 + 2KI → I 2↓ + 2KBr.

Напротив, при действии хлора на бромиды, находящиеся в водных растворах, выделяется свободный бром:

Cl 2 + 2NaBr → Br 2 + 2NaCl.

При реакции брома с серой образуется S 2Br 2, при реакции брома с фосфором — PBr 3 и PBr 5. Бром реагирует также с неметаллами селеном и теллуром.

Реакция брома с водородом протекает при нагревании и приводит к образованию бромоводорода HBr. Раствор HBr в воде — это бромоводородная кислота, по силе близкая к соляной кислоте HCl. Соли бромоводородной кислоты — бромиды (NaBr, MgBr 2, AlBr 3 и др.). Качественная реакция на присутствие бромид-ионов в растворе — образование с ионами Ag + светло-желтого осадка бромида серебра AgBr, практически нерастворимого в воде.

С кислородом и азотом бром непосредственно не реагирует. Бром образует большое число различных соединений с остальными галогенами. Например, со фтором бром образует неустойчивые BrF 3 и BrF 5, с иодом — IBr. При взаимодействии со многими металлами бром образует бромиды, например, AlBr 3, CuBr 2, MgBr 2 и др. Устойчивы к действию брома тантал и платина, в меньшей степени — серебро, титани свинец.

Бром — сильный окислитель, он окисляет сульфит-ион до сульфата, нитрит-ион — до нитрата и т. д.

При взаимодействии с органическими соединениями, содержащими двойную связь, бром присоединяется, давая соответствующие дибромпроизводные:

Присоединяется бром и к органическим молекулам, в составе которых есть тройная связь. Обесцвечивание бромной воды при пропускании через нее газа или добавлении к ней жидкости свидетельствует о том, что в газе или в жидкости присутствует непредельное соединение.

При нагревании в присутствии катализатора бром реагирует с бензолом с образованием бромбензолаC 6H 5Br (реакция замещения).

При взаимодействии брома с растворами щелочей и с растворами карбонатов натрия или калияобразуются соответствующие бромиды и броматы, например:

Br 2 + 3Na 2CO 3 → 5NaBr + NaBrO 3+ 3CO 2↑.

Бромсодержащие кислоты

Помимо бескислородной бромоводородной кислоты HBr, бром образует ряд кислородных кислот:бромную, бромноватую, бромистую, бромноватистую.

Применение

В химии

В технике

В медицине

Физиологическое действие

Уже при содержании брома в воздухе в концентрации около 0,001 % (по объёму) наблюдается раздражение слизистых оболочек, головокружение, а при более высоких концентрациях —спазмы дыхательных путей, удушье. ПДК паров брома 0,5 мг/м³. При попадании в организм токсическая доза составляет 3 г, летальная — от 35 г. При отравлении парами брома пострадавшего нужно немедленно вывести на свежий воздух, для восстановления дыхания можно на небольшое время пользоваться тампоном, смоченным нашатырным спиртом, на короткое время периодически поднося его к носу пострадавшего. Дальнейшее лечение должно проводиться под наблюдением врача. Жидкий бром при попадании на кожу вызывает болезненные ожоги.

Особенности работы

При работе с бромом следует пользоваться защитной спецодеждой, противогазом, специальными перчатками. Из-за высокой химической активности и токсичности, как паров брома, так и жидкого брома его следует хранить в стеклянной, плотно укупоренной толстостенной посуде. Склянки с бромом располагают в ёмкостях с песком, который предохраняет склянки от разрушения при встряхивании. Из-за высокой плотности брома склянки с ним ни в коем случае нельзя брать только за горло (горло может оторваться, и тогда бром окажется на полу).

Источник

С чем не реагирует бром

Бром — элемент главной подгруппы седьмой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, атомный номер 35. Обозначается символом Br (лат. Bromum). Химически активный неметалл, относится к группе галогенов. Простое вещество бром (CAS-номер: 7726-95-6) при нормальных условиях — тяжёлая жидкость красно-бурого цвета с сильным неприятным запахом. Молекула брома двухатомна (формула Br2).

История

Бром был открыт в 1826 году молодым преподавателем колледжа города Монпелье А. Ж. Баларом. Открытие Балара сделало его имя известным всему миру. Из одной популярной книги в другую кочует утверждение, что огорченный тем, что в открытии брома никому неизвестный Антуан Балар опередил самого Юстуса Либиха, Либих воскликнул, что, дескать, не Балар открыл бром, а бром открыл Балара. Однако это неправда, или, точнее, не совсем правда. Фраза-то была, но принадлежала она не Ю. Либиху, а Шарлю Жерару, который очень хотел, чтобы кафедру химии в Сорбонне занял Огюст Лоран, а не избранный на должность профессора А. Балар.

Происхождение названия

Название элемента происходит βρῶμος — зловоние.

Получение

Физические свойства

Обычный бром состоит из изотопов 79 Br (50,56 %) и 81 Br (49,44 %). Искусственно получены радиоактивные изотопы.

Химические свойства

В свободном виде существует в виде двухатомных молекул Br₂. Заметная диссоциация молекул на атомы наблюдается при температуре 800 °C и быстро возрастает при дальнейшем росте температуры. Диаметр молекулы Br₂ равен 0,323 нм, межъядерное расстояние в этой молекуле — 0,228 нм.

Бром немного, но лучше других галогенов растворим в воде (3,58 г в 100 г воды при 20 °C), раствор называют бромной водой. В бромной воде протекает реакция с образованием бромоводородной и неустойчивой бромноватистой кислот:

С большинством органических растворителей бром смешивается во всех отношениях, при этом часто происходит бромирование молекул органических растворителей.

По химической активности бром занимает промежуточное положение между хлором и иодом. При реакции брома с растворами иодидов выделяется свободный иод:

Напротив, при действии хлора на бромиды, находящиеся в водных растворах, выделяется свободный бром:

При реакции брома с серой образуется S₂Br₂, при реакции брома с фосфором — PBr₃ и PBr₅. Бром реагирует также с неметаллами селеном и теллуром.

Реакция брома с водородом протекает при нагревании и приводит к образованию бромоводорода HBr. Раствор HBr в воде — это бромоводородная кислота, по силе близкая к соляной кислоте HCl. Соли бромоводородной кислоты — бромиды (NaBr, MgBr₂, AlBr₃ и др.). Качественная реакция на присутствие бромид-ионов в растворе — образование с ионами Ag + светло-желтого осадка бромида серебра AgBr, практически нерастворимого в воде.

С кислородом и азотом бром непосредственно не реагирует. Бром образует большое число различных соединений с остальными галогенами. Например, со фтором бром образует неустойчивые BrF₃ и BrF₅, с иодом — IBr. При взаимодействии со многими металлами бром образует бромиды, например, AlBr₃, CuBr₂, MgBr₂ и др. Устойчивы к действию брома тантал и платина, в меньшей степени — серебро, титан и свинец.

Бром — сильный окислитель, он окисляет сульфит-ион до сульфата, нитрит-ион — до нитрата и т. д.

При взаимодействии с органическими соединениями, содержащими двойную связь, бром присоединяется, давая соответствующие дибромпроизводные:

Присоединяется бром и к органическим молекулам, в составе которых есть тройная связь. Обесцвечивание бромной воды при пропускании через нее газа или добавлении к ней жидкости свидетельствует о том, что в газе или в жидкости присутствует непредельное соединение.

При нагревании в присутствии катализатора бром реагирует с бензолом с образованием бромбензола C₆H₅Br (реакция замещения).

При взаимодействии брома с растворами щелочей и с растворами карбонатов натрия или калия образуются соответствующие бромиды и броматы, например:

Бромсодержащие кислоты

Помимо бескислородной бромоводородной кислоты HBr, бром образует ряд кислородных кислот: бромную HBrO₄, бромноватую HBrO₃, бромистую HBrO₂, бромноватистую HBrO.

Применение

В химии

Вещества на основе брома широко применяются в основном органическом синтезе.

В технике

— Бромид серебра AgBr применяется в фотографии как светочувствительное вещество.
— Используется для создания антипиренов — добавок, придающих пожароустойчивость пластикам, древесине, текстильным материалам.
— Пентафторид брома иногда используется как очень мощный окислитель ракетного топлива.
— 1,2-дибромэтан в настоящее время применяют как антидетонирующую добавку в моторном топливе, взамен тетраэтилсвинца.
— Растворы бромидов используются в нефтедобыче.

В медицине

В медицине бромид натрия и бромид калия применяют как успокаивающие средства.

В производстве оружия

Со времен Первой Мировой войны бром используется для производства боевых отравляющих веществ.

Физиологическое действие

Уже при содержании брома в воздухе в концентрации около 0,001 % (по объёму) наблюдается раздражение слизистых оболочек, головокружение, а при более высоких концентрациях — спазмы дыхательных путей, удушье. ПДК паров брома 0,5 мг/м³. При попадании в организм токсическая доза составляет 3 г, летальная — от 35 г. При отравлении парами брома пострадавшего нужно немедленно вывести на свежий воздух; для восстановления дыхания можно на небольшое время пользоваться тампоном, смоченным нашатырным спиртом, на короткое время периодически поднося его к носу пострадавшего. Дальнейшее лечение должно проводиться под наблюдением врача. Жидкий бром при попадании на кожу вызывает болезненные ожоги.

Особенности работы

При работе с бромом следует пользоваться защитной спецодеждой, противогазом, специальными перчатками. Из-за высокой химической активности и токсичности, как паров брома, так и жидкого брома его следует хранить в стеклянной, плотно укупоренной толстостенной посуде. Склянки с бромом располагают в ёмкостях с песком, который предохраняет склянки от разрушения при встряхивании. Из-за высокой плотности брома склянки с ним ни в коем случае нельзя брать только за горло (горло может оторваться, и тогда бром окажется на полу).

Для нейтрализации пролитого брома поверхность с ним надо залить раствором сульфита натрия Na₂SO₃

Мифы и легенды

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

198095, г.Санкт-Петербург, ул.Швецова, д.23, лит.Б, пом.7-Н, схема проезда

Источник