Tabla periódica de D.I. Mendeleev se convirtió en el hito más importante en el desarrollo de la doctrina atómico-molecular. Gracias a ella, se formó el concepto moderno de un elemento químico, se refinaron las ideas sobre sustancias y compuestos simples.
Esta ley tenía poder predictivo. Hizo posible realizar una búsqueda dirigida de elementos nuevos, aún no descubiertos. Los pesos atómicos de muchos elementos, previamente determinados con poca precisión, fueron revisados y refinados precisamente porque sus valores erróneos estaban en conflicto con la Ley Periódica.
El papel predictivo de la tabla periódica, mostrado por Mendeleev, en el siglo XX se manifestó en la evaluación de las propiedades químicas de los elementos transuránicos.
La novedad fundamental de la Ley Periódica, descubierta y formulada por D.I. Mendeleev, fue el siguiente:
1. Se estableció una conexión entre elementos que no eran ADECUADOS en sus propiedades. Esta conexión radica en el hecho de que las propiedades de los elementos cambian suavemente y aproximadamente por igual con un aumento en su peso atómico, y luego estos cambios se REPETEN PERIÓDICAMENTE.
2. En aquellos casos en los que se creaba la impresión de que faltaba algún eslabón en la secuencia de cambio de propiedades de los elementos, se proporcionaban los ESPACIOS en la Tabla Periódica, que había que rellenar con elementos aún no abiertos. Además, la Ley Periódica hizo posible PREDECIR las propiedades de estos elementos.
Desde la aparición de la Ley Periódica, la química ha dejado de ser una ciencia descriptiva. Como dijo el famoso químico ruso N.D. Zelinsky, la Ley Periódica fue "el descubrimiento de la conexión mutua de todos los átomos en el universo".
Otros descubrimientos en química y física han confirmado repetidamente el significado fundamental de la Ley Periódica. Se descubrieron gases inertes, que encajan perfectamente en la tabla periódica; esto se muestra especialmente claramente en la forma larga de la tabla. El número ordinal del elemento resultó ser igual a la carga del núcleo del átomo de este elemento. Se descubrieron muchos elementos previamente desconocidos gracias a una búsqueda específica de exactamente aquellas propiedades que se predijeron a partir de la tabla periódica.
La tabla periódica de Mendeleev fue una especie de mapa guía en el estudio de la química inorgánica y el trabajo de investigación en esta área.
La aparición del sistema periódico abrió una nueva era verdaderamente científica en la historia de la química y varias ciencias relacionadas: en lugar de información dispersa sobre elementos y compuestos, apareció un sistema armonioso, sobre cuya base fue posible generalizar, sacar conclusiones y prever.
Se conocen muchos descubrimientos importantes en la historia del desarrollo de la ciencia. Pero pocos de ellos pueden compararse con lo que hizo Mendeleev. La ley periódica de los elementos químicos se convirtió en la base de las ciencias naturales para la doctrina de la materia, su estructura y evolución en la naturaleza.
Los científicos estadounidenses (G. Seaborg y otros), quienes sintetizaron el elemento No. 101 en 1955, le dieron el nombre de Mendelevio “... en reconocimiento a la prioridad del gran químico ruso, quien fue el primero en utilizar la tabla periódica de elementos . Para predecir las propiedades químicas de elementos que aún no se habían descubierto”. Este principio fue la clave en el descubrimiento de casi todos los elementos transuránicos.
En 1964 el nombre de Mendeleev fue incluido en el Board of Honor of Science de la Universidad de Bridgeport (EE.UU.) entre los nombres de los más grandes científicos del mundo.
Introducción
La ley periódica de DI Mendeleev es extremadamente importante. Sentó las bases de la química moderna, la convirtió en una ciencia unificada e integral. Los elementos comenzaron a considerarse interrelacionados, según el lugar que ocuparan en la tabla periódica. Como señaló ND Zelinsky, la ley periódica fue "el descubrimiento de la conexión mutua de todos los átomos en el universo".
La química ha dejado de ser una ciencia descriptiva. Con el descubrimiento de la ley periódica, la previsión científica se hizo posible en ella. Se hizo posible predecir y describir nuevos elementos y sus compuestos... Un ejemplo brillante de esto es la predicción de DI Mendeleev de la existencia de elementos aún no descubiertos en su tiempo, de los cuales para tres - Ga, Sc y Ge - dio una descripción precisa de sus propiedades.
La tabla periódica y su importancia para comprender la imagen científica del mundo.
Tabla periódica de elementos de D. I. Mendeleev, clasificación natural de elementos químicos, que es una expresión tabular (u otra gráfica) Ley periódica de Mendeleiev... P. s. mi. desarrollado por D. I. Mendeleiev en 1869-1871.
La historia de P. con. mi. Varios científicos en Alemania, Francia, Inglaterra y los Estados Unidos han realizado intentos de sistematizar los elementos químicos desde la década de 1830. Los predecesores de Mendeleev - I. Döbereiner, j Dumas, químico francés A. Shancourtois, ing. los químicos W. Odling, J. Newlands y otros establecieron la existencia de grupos de elementos con propiedades químicas similares, los llamados "grupos naturales" (por ejemplo, la "tríada" de Döbereiner). Sin embargo, estos científicos no fueron más allá de establecer leyes particulares dentro de los grupos. En 1864 L. Meyer basándose en datos sobre pesos atómicos, propuso una tabla que muestra la proporción de pesos atómicos para varios grupos característicos de elementos. Meyer no hacía informes teóricos desde su mesa.
El prototipo de científico P. s. mi. había una tabla "Experiencia de un sistema de elementos basada en su peso atómico y similitud química", compilada por Mendeleev el 1 de marzo de 1869. Durante los siguientes dos años, el autor mejoró esta tabla, introdujo ideas sobre grupos, series y períodos. de elementos; hizo un intento de estimar la capacidad de los períodos pequeños y grandes, que contienen, en su opinión, 7 y 17 elementos, respectivamente. En 1870 llamó a su sistema natural, y en 1871 - periódico. Incluso entonces, la estructura de P. s. mi. adquirió una forma moderna en muchos aspectos.
Extremadamente importante para la evolución de P. con. mi. resultó que Mendeleev introdujo la idea del lugar de un elemento en el sistema; la posición del elemento está determinada por los números del período y grupo. Con base en esta idea, Mendeleev llegó a la conclusión de que era necesario cambiar los pesos atómicos de algunos elementos (U, In, Ce y sus análogos), que luego se adoptaron, que fue la primera aplicación práctica de P. s. e., y también por primera vez predijo la existencia y las propiedades básicas de varios elementos desconocidos, que correspondían a las celdas vacías P. con. mi. Un ejemplo clásico es la predicción del "ekaaluminio" (el futuro Ga, descubierto por P. Lecoque de Boisabaudran en 1875), "ekabora" (Sc, descubierto por el científico sueco L. Nilsson en 1879) y "ekasilicia" (Ge, descubierta por el científico alemán K. Winkler en 1886). Además, Mendeleev predijo la existencia de análogos de manganeso (futuros Tc y Re), telurio (Po), yodo (At), cesio (Fr), bario (Ra), tantalio (Pa).
P. s. mi. no ganó inmediatamente el reconocimiento como una generalización científica fundamental; la situación cambió significativamente solo después del descubrimiento de Ga, Sc, Ge y el establecimiento de la bivalencia de Be (se consideró trivalente durante mucho tiempo). Sin embargo P. s. mi. en muchos aspectos representó una generalización empírica de los hechos, ya que el significado físico de la ley periódica no estaba claro y no había explicación de las razones del cambio periódico en las propiedades de los elementos dependiendo del aumento de los pesos atómicos. Por lo tanto, hasta la justificación física de la ley periódica y el desarrollo de la teoría de P. con. mi. muchos hechos no pudieron ser explicados. Así, inesperado fue el descubrimiento a finales del siglo XIX. gases inertes, que, al parecer, no encontraron un lugar en P. con. ej.; esta dificultad se eliminó debido a la inclusión en P. con. mi. grupo cero independiente (luego VIII a-subgrupos). El descubrimiento de muchos "radioelementos" a principios del siglo XX. llevó a una contradicción entre la necesidad de su colocación en P. con. mi. y su estructura (para más de 30 de tales elementos hubo 7 “vacantes” en los períodos sexto y séptimo). Esta contradicción fue superada como resultado del descubrimiento isótopos... Finalmente, el valor del peso atómico (masa atómica) como parámetro que determina las propiedades de los elementos fue perdiendo valor.
Una de las principales razones de la imposibilidad de explicar el significado físico de la ley periódica y P. s. mi. consistía en la ausencia de una teoría de la estructura del átomo. Por lo tanto, el hito más importante en el desarrollo de P. s. mi. fue el modelo planetario del átomo, propuesto por E. Rutherford(1911). Sobre esta base, el científico holandés A. van den Bruck sugirió (1913) que el número ordinal de un elemento en P. con. mi. (número atómico Z) es numéricamente igual a la carga del núcleo atómico (en unidades de carga elemental). Esto fue confirmado experimentalmente por G. mosley(1913-14, ver. Ley de Moseley). Entonces fue posible establecer que la frecuencia de cambios en las propiedades de los elementos depende del número atómico, y no del peso atómico. Como resultado, sobre una base científica, se determinó el límite inferior de P. mi. (hidrógeno como elemento con un mínimo Z = 1); se ha estimado con precisión el número de elementos entre el hidrógeno y el uranio; encontró que las "brechas" en P. con. mi. corresponden a elementos desconocidos con Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87.
Sin embargo, la cuestión del número exacto de elementos de tierras raras seguía sin estar clara y (lo que es especialmente importante) no se revelaron las razones del cambio periódico en las propiedades de los elementos que dependen de Z. Estas razones se encontraron en el curso de la mayor desarrollo de la teoría de P. s. mi. basado en conceptos cuánticos de la estructura del átomo (ver más abajo). La justificación física de la ley periódica y el descubrimiento del fenómeno de la isotonía permitieron definir científicamente el concepto de "masa atómica" ("peso atómico"). La tabla periódica adjunta contiene los valores actuales de las masas atómicas de los elementos en la escala de carbono de acuerdo con la Tabla Internacional 1973. Los números de masa de los isótopos de elementos radiactivos más longevos se dan entre corchetes. En lugar de los números de masa de los isótopos más estables 99 Tc, 226 Ra, 231 Pa y 237 Np, se indican las masas atómicas de estos isótopos, adoptadas (1969) por la Comisión Internacional de Pesos Atómicos.
La estructura de P. con. mi. Moderno (1975) P. s. mi. cubre 106 elementos químicos; de estos, todos los transuránicos (Z = 93-106), así como elementos con Z = 43 (Tc), 61 (Pm), 85 (At) y 87 (Fr), fueron obtenidos artificialmente. A lo largo de la historia de P. s. mi. se propusieron un gran número (varios cientos) de opciones para su representación gráfica, principalmente en forma de tablas; Las imágenes también se conocen en forma de varias formas geométricas (espaciales y planas), curvas analíticas (por ejemplo, espirales), etc. Tres formas de P. son las más difundidas. e .: corto, propuesto por Mendeleev y recibió reconocimiento universal; larga escalera. La forma larga también fue desarrollada por Mendeleev, y en una forma mejorada fue propuesta en 1905 por A. Werner... La forma de escalera fue propuesta por el científico inglés T. Bailey (1882), el científico danés J. Thomsen (1895) y mejorada por N. Bohr(1921). Cada una de las tres formas tiene ventajas y desventajas. El principio fundamental de construir P. con. mi. es la división de todos los elementos químicos en grupos y periodos. Cada grupo, a su vez, se subdivide en subgrupos principal (a) y secundario (b). Cada subgrupo contiene elementos con propiedades químicas similares. Los elementos a- y B-los subgrupos en cada grupo, por regla general, exhiben una cierta similitud química entre ellos, principalmente en los estados de oxidación superiores, que, por regla general, corresponden al número de grupo. Se denomina período a un conjunto de elementos que comienza con un metal alcalino y termina con un gas inerte (un caso especial es el primer período); cada período contiene un número estrictamente definido de elementos. P. s. mi. consta de 8 grupos y 7 períodos (el séptimo aún no está completo).
La especificidad del primer período es que contiene solo 2 elementos: H y He. El lugar de H en el sistema es ambiguo: dado que exhibe propiedades en común con los metales alcalinos y los halógenos, se coloca en I a-, o (preferiblemente) en VII a-subgrupo. Helio - el primer representante VII a-subgrupos (sin embargo, durante mucho tiempo, Not y todos los gases inertes se combinaron en un grupo cero independiente).
El segundo período (Li - Ne) contiene 8 elementos. Comienza con un metal alcalino Li, cuyo único estado de oxidación es I. Luego viene Be, un metal, estado de oxidación II. El carácter metálico del siguiente elemento B es débil (estado de oxidación III). La C que le sigue es un no metal típico, puede ser tetravalente positiva o negativamente. Los siguientes N, O, F y Ne son no metales, y solo N tiene el estado de oxidación más alto V correspondiente al número de grupo; el oxígeno solo en casos raros exhibe una valencia positiva, y el estado de oxidación VI se conoce para F. El período termina con el gas inerte Ne.
El tercer período (Na - Ar) también contiene 8 elementos, cuya naturaleza del cambio en las propiedades es en muchos aspectos similar a la observada en el segundo período. Sin embargo, el Mg, a diferencia del Be, es más metálico, al igual que el Al frente al B, aunque el Al es anfótero. Si, P, S, Cl, Ar son no metales típicos, pero todos ellos (excepto Ar) exhiben los estados de oxidación más altos iguales al número de grupo. Así, en ambos períodos, a medida que aumenta Z, se produce un debilitamiento del carácter metálico y un aumento del carácter no metálico de los elementos. Mendeleev llamó a los elementos del segundo y tercer períodos (pequeños, en su terminología) típicos. Es fundamental que se encuentren entre los más extendidos en la naturaleza, y el C, N y O son, junto con el H, los principales elementos de la materia orgánica (organógenos). Todos los elementos de los primeros tres períodos se incluyen en subgrupos a .
De acuerdo con la terminología moderna (ver más abajo), los elementos de estos períodos se refieren a s-elementos (metales alcalinos y alcalinotérreos) que constituyen I a- y yo a-subgrupos (resaltados en rojo en la tabla de colores), y R-elementos (B - Ne, At - Ar) incluidos en III a-VII a-subgrupos (sus símbolos están resaltados en naranja). Para elementos de períodos pequeños, con números ordinales crecientes, primero se observa una disminución radios atómicos, y luego, cuando el número de electrones en la capa externa del átomo ya aumenta significativamente, su repulsión mutua conduce a un aumento en los radios atómicos. El siguiente máximo se alcanza al comienzo del siguiente período en un elemento alcalino. Aproximadamente el mismo patrón es típico para los radios iónicos.
El cuarto período (K - Kr) contiene 18 elementos (el primer gran período, según Mendeleev). El metal alcalino K y el alcalinotérreo Ca (elementos s) son seguidos por una serie de diez llamados elementos de transición(Sc - Zn), o D- elementos (los símbolos se dan en azul) que se incluyen en subgrupos B los grupos correspondientes de P. s. mi. La mayoría de los elementos de transición (todos ellos son metales) exhiben los estados de oxidación más altos iguales al número de grupo. Una excepción es la tríada Fe - Co - Ni, donde los dos últimos elementos son más positivamente trivalentes, y el hierro bajo ciertas condiciones se conoce en el estado de oxidación VI. Elementos que comienzan con Ga y terminan con Kr ( R-elementos) pertenecen a los subgrupos a, y la naturaleza del cambio en sus propiedades es la misma que en los correspondientes intervalos Z para los elementos del segundo y tercer periodo. Se encontró que el Kr es capaz de formar compuestos químicos (principalmente con F), pero se desconoce el estado de oxidación VIII del mismo.
El quinto período (Rb - Xe) se construye de manera similar al cuarto; también tiene un inserto de 10 elementos de transición (Y - Cd), D-elementos. Características específicas del período: 1) en la tríada Ru - Rh - Pd, sólo el rutenio presenta estado de oxidación VIII; 2) todos los elementos de los subgrupos a exhiben los estados de oxidación más altos iguales al número de grupo, incluido Xe; 3) Tengo propiedades metálicas débiles. Así, la naturaleza del cambio de propiedades al aumentar Z en elementos del cuarto y quinto periodo es más complicada, ya que las propiedades metálicas se mantienen en un amplio rango de números ordinales.
El sexto período (Cs - Rn) incluye 32 elementos. además de 10 D-elementos (La, Hf - Hg) contiene un conjunto de 14 F-elementos, lantánidos, de Ce a Lu (caracteres negros). Los elementos de La a Lu son químicamente muy similares. En la forma abreviada de P. con. mi. los lantánidos se incluyen en la celda La (dado que su estado de oxidación predominante es III) y se registran en una línea separada en la parte inferior de la tabla. Esta técnica es algo inconveniente, ya que 14 elementos parecen estar fuera de la tabla. Las formas largas y de escalera de P. están privadas de una desventaja similar. BC, que refleja bien la especificidad de los lantánidos en el contexto de la estructura integral de P. s. mi. Peculiaridades del período: 1) en la tríada Os - Ir - Pt, sólo el osmio presenta estado de oxidación VIII; 2) At tiene un carácter metálico más pronunciado (en comparación con 1); 3) Rn, aparentemente (su química ha sido poco estudiada), debería ser el más reactivo de los gases inertes.
El séptimo período, a partir de Fr (Z = 87), también debe contener 32 elementos, de los cuales 20 se conocen hasta el momento (hasta el elemento con Z = 106). Fr y Ra - elementos respectivamente I a- y yo a-subgrupos (s-elementos), Ac - análogo de los elementos III B-subgrupos ( D-elemento). Los siguientes 14 artículos, F-elementos (con Z del 90 al 103), componen la familia actínidos... En la forma abreviada de P. con. mi. ocupan la celda Ac y se escriben en una línea separada en la parte inferior de la tabla, como los lantánidos, en contraste con los cuales se caracterizan por una variedad significativa de estados de oxidación. En este sentido, químicamente, la serie de los lantánidos y actínidos muestran diferencias notables. El estudio de la naturaleza química de elementos con Z = 104 y Z = 105 mostró que estos elementos son análogos de hafnio y tantalio, respectivamente, es decir D-elementos, y debe ser colocado en IV B- y V B-subgrupos. Miembros de B-los subgrupos deben ir seguidos de elementos hasta Z = 112, y luego aparecerá (Z = 113-118) R-elementos (III a- VIll a-subgrupos).
La teoría de P. con. mi. La teoría de P. s. mi. radica la idea de las leyes específicas que rigen la construcción de capas (capas, niveles) y subcapas (capas, subniveles) de electrones en los átomos a medida que crece Z. mi. y los resultados del estudio de sus espectros atómicos. Bohr reveló tres características esenciales de la formación de configuraciones electrónicas de átomos: 1) llenado de capas de electrones (a excepción de las capas correspondientes a los valores de la principal número cuántico norte= 1 y 2) no se presenta monótonamente hasta su plena capacidad, sino que se ve interrumpida por la aparición de conjuntos de electrones pertenecientes a capas con valores grandes norte; 2) tipos similares de configuraciones electrónicas de átomos se repiten periódicamente; 3) límites de los períodos de P. mi. (excepto el primero y el segundo) no coinciden con los límites de capas de electrones sucesivas.
Valor de P. con. mi. P. s. mi. jugado y sigue jugando un papel muy importante en el desarrollo de las ciencias naturales. Fue el logro más importante de la doctrina atómico-molecular, hizo posible dar una definición moderna del concepto de "elemento químico" y aclarar los conceptos de sustancias simples y compuestos. Los patrones revelados por P. s. e., tuvo un impacto significativo en el desarrollo de la teoría de la estructura de los átomos, contribuyó a la explicación del fenómeno de la isotonía. GRACIAS. mi. existe una formulación estrictamente científica del problema de la previsión en química, que se manifestó tanto en la predicción de la existencia de elementos desconocidos y sus propiedades, como en la predicción de nuevas características del comportamiento químico de elementos ya descubiertos. P. s. BC - la base de la química, principalmente inorgánica; ayuda significativamente a resolver los problemas de síntesis de sustancias con propiedades predeterminadas, el desarrollo de nuevos materiales, en particular materiales semiconductores, la selección de catalizadores específicos para diversos procesos químicos, etc. P. s. BC - también la base científica para la enseñanza de la química.
Conclusión
La tabla periódica de DI Mendeleev se convirtió en un hito importante en el desarrollo de la ciencia atómico-molecular. Gracias a ella, se formó el concepto moderno de un elemento químico, se refinaron las ideas sobre sustancias y compuestos simples.
El papel predictivo de la tabla periódica, mostrado por el mismo Mendeleev, en el siglo XX se manifestó en la evaluación de las propiedades químicas de los elementos transuránicos.
La aparición del sistema periódico abrió una nueva era verdaderamente científica en la historia de la química y varias ciencias relacionadas: en lugar de información dispersa sobre elementos y compuestos, apareció un sistema armonioso, sobre cuya base fue posible generalizar, sacar conclusiones y prever.
Ley periódica y tabla periódica de los elementos químicos a la luz de la teoría de la estructura atómica
1 de marzo de 1869La redacción de la ley periódica de D.I. Mendeleev.
Las propiedades de las sustancias simples, así como las formas y propiedades de los compuestos de los elementos, dependen periódicamente del valor de los pesos atómicos de los elementos.
Allá por finales del siglo XIX, D.I. Mendeleev escribió que, aparentemente, el átomo consta de otras partículas más pequeñas, y la ley periódica lo confirma.
La formulación moderna de la ley periódica.
Las propiedades de los elementos químicos y sus compuestos dependen periódicamente del valor de la carga de los núcleos de sus átomos, que se expresa en la recurrencia periódica de la estructura de la capa externa de electrones de valencia.
Ley periódica a la luz de la teoría de la estructura de los átomos
Concepto | físico significado | caracterización del concepto |
Depósito | Igual al número ordinal del elemento. | La principal característica del elemento determina las propiedades químicas, ya que al aumentar la carga nuclear aumenta el número de electrones en el átomo, incluso a nivel externo. Por lo tanto, las propiedades cambian |
Periodicidad | Con un aumento en la carga nuclear, se observa una recurrencia periódica de la estructura del nivel externo, por lo tanto, las propiedades cambian periódicamente. (Los electrones exteriores son de valencia) |
Tabla periódica a la luz de la teoría de la estructura atómica
Concepto | física significado | Descripción del concepto |
Número de serie | Igual al número de protones en el núcleo. Igual al número de electrones en un átomo. | |
Período | El número de período es igual al número de carcasas electrónicas. | Una fila horizontal de elementos. 1,2,3 - pequeño; 4,5,6 - grande; 7 - sin terminar. En 1 período solo hay dos elementos y no puede haber más. Esto está determinado por la fórmula N = 2n 2 Cada período comienza con un metal alcalino y termina con un gas inerte. Los primeros dos elementos de cualquier período s son elementos, los últimos seis p son elementos, entre ellos d y f son elementos. En el período de izquierda a derecha: 1. 2. carga del núcleo - aumenta 3. cantidad de energía niveles - constantemente 4. número de electrones en el nivel exterior - aumenta 5. radio de los átomos - disminuye 6. electronegatividad - aumenta En consecuencia, los electrones externos se mantienen más apretados, las propiedades metálicas se debilitan y las propiedades no metálicas mejoran. En períodos pequeños, esta transición ocurre a través de 8 elementos, en períodos grandes, a través de 18 o 32. En períodos pequeños, la valencia aumenta de 1 a 7 una vez, en períodos grandes, dos veces. En el lugar donde hay un salto en el cambio de la valencia más alta, el período se divide en dos filas. De un período a otro, hay un salto brusco en el cambio de las propiedades de los elementos, a medida que aparece un nuevo nivel de energía. |
Grupo | El número de grupo es igual al número de electrones en el nivel exterior (para elementos de los subgrupos principales) | Una fila vertical de elementos. Cada grupo se divide en dos subgrupos: principal y secundario. El subgrupo principal son los elementos s y p, los elementos secundarios -d y f. Los subgrupos reúnen los elementos que son más similares entre sí. En el grupo, en el subgrupo principal de arriba a abajo: 1. se relaciona. masa atómica - creciente 2. número de electrones por ext. nivel - constantemente 3. carga del núcleo - aumenta 4. número - en ener. niveles - aumentos 5. radio de los átomos - aumenta 6. electronegatividad - disminuye. En consecuencia, los electrones externos se mantienen más débiles y las propiedades metálicas de los elementos mejoran, las no metálicas se debilitan. Los elementos de algunos subgrupos se nombran: 1a grupo - metales alcalinos 2a - metales alcalinotérreos 6a - calcógenos 7а - halógenos 8а - gases inertes (tienen un nivel externo completo) |
Conclusiones:
1. Cuantos menos electrones hay en el nivel exterior y mayor es el radio del átomo, menor electronegatividad y más fácil es donar electrones externos, por lo tanto, más pronunciadas son las propiedades metálicas.
Cuantos más electrones haya en el nivel exterior y menor sea el radio del átomo, mayor será la electronegatividad y más fácil será aceptar electrones, por lo tanto, más fuertes serán las propiedades no metálicas.
2. Para los metales, el retorno de electrones es característico, para los no metales, la recepción.
La posición especial del hidrógeno en el sistema periódico.
El hidrógeno en el sistema periódico ocupa dos celdas (en una de ellas está entre paréntesis): en el primer grupo y en el séptimo.
En el primer grupo, el hidrógeno está porque, como los elementos del primer grupo, tiene un electrón en el nivel exterior.
En el séptimo grupo, el hidrógeno está porque, al igual que los elementos del séptimo grupo, antes de la finalización de la energía
EL SIGNIFICADO DE LA LEY PERIÓDICA
Importancia científica de la ley periódica. Vida y obra de D. I. Mendeleev
El descubrimiento de la ley periódica y la creación de la tabla periódica de elementos químicos es el mayor logro de la ciencia en el siglo XIX. Confirmación experimental de las masas atómicas relativas cambiadas por D.I.
El descubrimiento de la ley periódica condujo al rápido desarrollo de la química: durante los siguientes treinta años, se descubrieron 20 nuevos elementos químicos. La ley periódica contribuyó a un mayor desarrollo del trabajo sobre el estudio de la estructura del átomo, como resultado de lo cual se estableció la relación entre la estructura del átomo y el cambio periódico en sus propiedades. Con base en la ley periódica, los científicos pudieron extraer sustancias con las propiedades deseadas, sintetizar nuevos elementos químicos. La ley periódica permitió a los científicos construir hipótesis sobre la evolución de los elementos químicos en el universo.
La ley periódica de DI Mendeleev tiene un significado científico general y es una ley fundamental de la naturaleza.
Dmitry Ivanovich Mendeleev nació en 1834 en Tobolsk. Después de graduarse del gimnasio de Tobolsk, estudió en el Instituto Pedagógico de San Petersburgo, donde se graduó con una medalla de oro. Como estudiante, D. I. Mendeleev comenzó a participar en la investigación científica. Después de sus estudios, pasó dos años en el extranjero en el laboratorio del famoso químico Robert Bunsen. En 1863 fue elegido profesor primero en el Instituto de Tecnología de San Petersburgo y luego en la Universidad de San Petersburgo.
Mendeleev realizó investigaciones en el campo de la naturaleza química de las soluciones, el estado de los gases y el calor de combustión del combustible. Se interesó por diversos problemas de la agricultura, la minería, la metalurgia, trabajó en el problema de la gasificación subterránea de combustibles, estudió negocios petroleros. El resultado más significativo de su actividad creativa, que dio fama mundial a DI Mendeleev, fue el descubrimiento en 1869 de la Ley Periódica y la Tabla Periódica de los Elementos Químicos. Escribió alrededor de 500 artículos sobre química, física, ingeniería, economía, geodesia. Organizó y fue director de la primera Cámara Rusa de Pesos y Medidas, concluyó el comienzo de la metrología moderna. Inventó la ecuación general de estado para un gas ideal, generalizó la ecuación de Clapeyron (la ecuación de Clapeyron-Mendeleev).
Mendeleev vivió durante 73 años. Por sus logros fue elegido miembro de 90 academias extranjeras de ciencias y doctor honorario de muchas universidades. El elemento químico número 101 (mendelevio) recibe su nombre en su honor.
La tabla periódica de elementos tuvo una gran influencia en el desarrollo posterior de la química. No solo fue la primera clasificación natural de elementos químicos, mostrando que forman un sistema armonioso y están en estrecha relación entre sí, sino que también fue una poderosa herramienta para futuras investigaciones.
En el momento en que Mendeleev compiló su tabla sobre la base de la ley periódica que descubrió, aún se desconocían muchos elementos. Entonces, por ejemplo, el elemento en la cuarta fila era desconocido. En términos de peso atómico, le siguió el calcio, pero no podría colocarse inmediatamente después del calcio, ya que caería en el tercer grupo, mientras que el tetravalente forma el óxido superior TiO 2, y para todas las demás propiedades debería asignarse al cuarto. grupo. Por lo tanto, Mendeleev se saltó una celda, es decir, dejó un espacio libre entre el calcio y el titanio. Sobre la misma base, en la quinta fila entre zinc y arsénico, quedaron dos celdas libres, ahora ocupadas por los elementos talio y germanio. Los asientos libres permanecieron en otras filas también. Mendeleev no sólo estaba convencido de que aún debían existir elementos desconocidos que llenarían estos lugares, sino también de antemanopredijo las propiedades de tales elementos en función de su posición entre otros elementos de la tabla periódica.
A uno de ellos, que en el futuro iba a ocupar un lugar entre el calcio y el titanio, le dio el nombre de eka-boro (ya que se suponía que sus propiedades se parecían al boro); los otros dos, para los que había espacios vacíos en la quinta fila entre zinc y arsénico en la tabla, se denominaron eka-aluminio y eka-silicio.
Al predecir las propiedades de estos elementos desconocidos, Mendeleev escribió: “Me atrevo a hacer esto para que, aunque con el tiempo, cuando se descubra uno de estos cuerpos predichos, finalmente pueda convencerme y asegurar a otros químicos la validez de esos cuerpos. supuestos que subyacen en mi sistema propuesto”.
Durante los siguientes 15 años, las predicciones de Mendeleev se confirmaron brillantemente: los tres elementos esperados fueron descubiertos. Primero, el químico francés Lecoq de Boisbaudran descubrió un nuevo elemento con todas las propiedades del eka-aluminio; a partir de entonces, Nilson descubrió en Suecia, que tenía las propiedades del eka-boro, y, finalmente, unos años más tarde, en Alemania, Winkler descubrió un elemento, al que llamó germanio, que resultó ser idéntico al eca-silicio.
Para juzgar la sorprendente precisión de las predicciones de Mendeleev, comparemos las propiedades del ecasilicio predicho por él en 1871 con las propiedades del germanio descubierto en 1886:
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Propiedades del eca-silicio Eka-silicium Es es un metal fusible que puede evaporarse en condiciones de calor extremo El peso atómico de Es está cerca de 72 Gravedad específica Es alrededor de 5.5 EsО 2 debe ser fácil de recuperar La gravedad específica de EsO 2 estará cerca de 4.7 EvCl 4 es un líquido que hierve a unos 90 °, su gravedad específica es cercana a 1,9 |
Propiedades del germanio Peso atómico Ge 72,6 Gravedad específica de Ge 5.35 a 20 ° GeО 2 se reduce fácilmente por carbono o hidrógeno a metal Gravedad específica de GeO 2 4.703 a 18 ° GeCl 4 es un líquido que hierve a 83°, su peso específico es de 1,88 a 18° |
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El descubrimiento del galio, el escandio y el germanio fue el mayor triunfo de la ley periódica. Todo el mundo empezó a hablar de las predicciones teóricas cumplidas del químico ruso y de su ley periódica, que luego recibió reconocimiento universal.
El mismo Mendeleev recibió estos descubrimientos con profunda satisfacción. “Escribiendo en 1871 un artículo sobre la aplicación del periódico ley para determinar las propiedades de los elementos aún no descubiertos, - dijo, - no pensé que viviría para justificar esta consecuencia de la ley periódica, pero la realidad respondió de otra manera. Describí tres elementos: ekabor, ekaaluminio y ekasilicio, y en menos de 20 años ya tuve la mayor alegría de ver los tres abiertos…”.
La tabla periódica también fue de gran importancia para resolver el problema de la valencia y los valores de los pesos atómicos de ciertos elementos. Por ejemplo, el elemento se ha considerado durante mucho tiempo un análogo del aluminio y la fórmula Be 2 O 3 se atribuyó a su óxido. Por análisis, se encontró que en el óxido de berilio, 16 partes en peso de oxígeno representan 9 en peso. incluido el berilio. Pero como no se conocían los compuestos volátiles del berilio, no fue posible determinar el peso atómico exacto de este elemento. Según la composición porcentual y la fórmula asumida del óxido de berilio, su peso atómico se consideró igual a 13,5. La tabla periódica mostró que para el berilio en la tabla sólo hay un lugar, a saber, por encima del magnesio, por lo que su óxido debería tener la fórmula BeO, de donde el peso atómico del berilio es nueve. Esta conclusión pronto fue confirmada por las mediciones de la densidad de vapor del cloruro de berilio, lo que hizo posible calcular el peso atómico del berilio.
Asimismo, la tabla periódica dio impulso a la corrección de los pesos atómicos de algunos elementos raros. Por ejemplo, el cesio se atribuía previamente a un peso atómico de 123,4. Mendeleev, colocando los elementos en la tabla, encontró que de acuerdo a sus propiedades, el cesio debe estar en la columna izquierda del primer grupo debajo del rubidio y por lo tanto tendrá un peso atómico de alrededor de 130. Las últimas definiciones muestran que el peso atómico del cesio es 132,91.
Inicialmente fue recibido con mucha frialdad e incredulidad. Cuando Mendeleev, basándose en su descubrimiento, cuestionó una serie de datos experimentales sobre los pesos atómicos y decidió predecir la existencia y las propiedades de los elementos aún no descubiertos, muchos químicos reaccionaron a sus audaces declaraciones con un desdén no disimulado. Por ejemplo, L. Meyer escribió en 1870 sobre la ley periódica: "Sería precipitado emprender, sobre bases tan inestables, un cambio en los pesos atómicos actualmente aceptados".
Sin embargo, después de que las predicciones de Mendeleev fueran confirmadas y recibiesen reconocimiento universal, en varios países se intentaron desafiar la primacía de Mendeleev y atribuir el descubrimiento de la ley periódica a otros científicos.
Protestando contra tales intentos, Mendeleev escribió: “La aprobación de una ley sólo es posible derivando de ella consecuencias que son imposibles y no esperables sin ella, y justificando esas consecuencias en una prueba experimental. Por eso, habiendo visto, yo, por mi parte (1869-1871), deduje de él tales consecuencias lógicas que podrían mostrar si era cierto o no. Sin este método de prueba, no se puede afirmar ni una sola ley de la naturaleza. Ni Shancourtois, a quien los franceses atribuyen el derecho de descubrir la ley periódica, ni Newlands, que propusieron los británicos, ni L. Meyer, citado por otros como el fundador de la ley periódica, se atrevieron a prever propiedades por descubrir elementos, cambiar los "pesos aceptados de los átomos" y, en general, considerar la ley periódica como una nueva ley de la naturaleza estrictamente definida, capaz de abarcar hechos que aún no han sido generalizados, como lo hice desde el principio (1869) ".
El descubrimiento de la ley periódica y la creación de un sistema de elementos químicos fue de gran importancia no solo para la química y otras ciencias naturales, sino también para la filosofía, para toda nuestra cosmovisión. Al revelar la relación entre las propiedades de los elementos químicos y la cantidad en sus átomos, la ley periódica fue una brillante confirmación de la ley universal del desarrollo de la naturaleza, la ley de la transición de la cantidad a la calidad.
Antes de Mendeleev, los químicos agrupaban los elementos según su similitud química, esforzándose por reunir solo elementos similares. Mendeleev se acercó a la consideración de los elementos de una manera completamente diferente. Se embarcó en el camino de la convergencia de elementos disímiles, colocando elementos químicamente diferentes uno al lado del otro, que tenían valores cercanos de pesos atómicos. Fue esta comparación la que hizo posible revelar una profunda conexión orgánica entre todos los elementos y condujo al descubrimiento de la ley periódica.
