Tabelul periodic al D.I. Mendeleev a devenit cea mai importantă etapă în dezvoltarea științei atomico-moleculare. Datorită ei s-a format conceptul modern al unui element chimic, s-au rafinat ideile despre substanțe simple și compuși.
Această lege era predictivă. A făcut posibilă efectuarea unei căutări direcționate pentru elemente noi, care nu au fost încă descoperite. Ponderile atomice ale multor elemente, determinate anterior insuficient de precis, au fost supuse verificării și rafinării tocmai pentru că valorile lor eronate au intrat în conflict cu legea periodică.
Rolul predictiv al tabelului periodic, arătat de Mendeleev, s-a manifestat în secolul al XX-lea în evaluarea proprietăților chimice ale elementelor transuranice.
Noutatea fundamentală a Legii periodice, descoperită și formulată de D.I. Mendeleev, a fost după cum urmează:
1. S-a stabilit o conexiune între elementele care erau INSIDERABILE în proprietățile lor. Această conexiune constă în faptul că proprietățile elementelor se schimbă ușor și aproximativ în mod egal cu o creștere a greutății lor atomice, iar apoi aceste modificări REPETĂ PERIODIC.
2. În acele cazuri în care s-a creat impresia că lipsește o legătură în secvența de modificare a proprietăților elementelor, spațiile au fost furnizate în tabelul periodic, care trebuia completat cu elemente care nu erau încă deschise. Mai mult, legea periodică a făcut posibilă PREVEDEREA proprietăților acestor elemente.
De la apariția Legii periodice, chimia a încetat să mai fie o știință descriptivă. Ca celebrul chimist rus N.D. Zelinsky, Legea periodică a fost „descoperirea conexiunii reciproce a tuturor atomilor din univers”.
Descoperiri ulterioare în chimie și fizică au confirmat în mod repetat semnificația fundamentală a legii periodice. Au fost descoperite gaze inerte, care se încadrează perfect în tabelul periodic - acest lucru este demonstrat în mod clar în special de forma lungă a tabelului. Numărul ordinal al elementului sa dovedit a fi egal cu sarcina nucleului atomului acestui element. Multe elemente necunoscute anterior au fost descoperite datorită unei căutări țintite pentru exact acele proprietăți care au fost prezise din Tabelul periodic.
Tabelul periodic al lui Mendeleev a fost un fel de hartă de ghidare în studiul chimiei anorganice și al lucrărilor de cercetare în acest domeniu.
Apariția sistemului periodic a deschis o nouă eră cu adevărat științifică în istoria chimiei și o serie de științe conexe - în loc de informații împrăștiate despre elemente și compuși, a apărut un sistem armonios, pe baza căruia a devenit posibil să se generalizeze, trageți concluzii și prevedeți.
Multe descoperiri majore sunt cunoscute în istoria dezvoltării științei. Dar puține dintre ele pot fi comparate cu ceea ce a făcut Mendeleev. Legea periodică a elementelor chimice a devenit baza științei naturale pentru doctrina materiei, structura și evoluția acesteia în natură.
Oamenii de știință americani (G. Seaborg și alții), care au sintetizat elementul nr. 101 în 1955, i-au dat numele de Mendelevium „... ca recunoaștere a priorității marelui chimist rus, care a fost primul care a folosit tabelul periodic al elementelor . Să prezică proprietățile chimice ale elementelor care nu au fost încă descoperite ”. Acest principiu a fost cheia în descoperirea aproape a tuturor elementelor transuranice.
În 1964, numele lui Mendeleev a fost înscris în Consiliul de Onoare al Științei de la Universitatea Bridgeport (SUA) printre numele celor mai mari oameni de știință din lume.
Introducere
Legea periodică a lui DI Mendeleev este extrem de importantă. El a pus bazele chimiei moderne, a făcut din ea o știință unificată, integrală. Elementele au început să fie considerate interdependente, în funcție de locul pe care îl ocupă în sistemul periodic. După cum a subliniat ND Zelinsky, legea periodică a fost „descoperirea conexiunii reciproce a tuturor atomilor din univers”.
Chimia a încetat să mai fie o știință descriptivă. Odată cu descoperirea legii periodice, previziunea științifică a devenit posibilă în ea. A devenit posibil să se prezică și să descrie elemente noi și compușii lor ... Un exemplu strălucit în acest sens este predicția lui DI Mendeleev despre existența elementelor care nu au fost încă descoperite în timpul său, dintre care pentru trei - Ga, Sc și Ge - a dat o descrierea exactă a proprietăților lor.
Tabel periodic și importanța sa pentru înțelegerea imaginii științifice a lumii
Tabel periodic al elementelor lui D.I.Mendeleev, clasificarea naturală a elementelor chimice, care este o expresie tabelară (sau de altă natură) legea periodică a lui Mendeleev... P. s. NS. dezvoltat de D.I. Mendeleevîn 1869-1871.
Istoria lui P. cu. NS.Încercări de sistematizare a elementelor chimice au fost întreprinse de diferiți oameni de știință din Germania, Franța, Anglia și Statele Unite încă din anii 1830. Predecesorii lui Mendeleev - I. Döbereiner, J. Dumas, Chimist francez A. Shancourtois, ing. chimiștii W. Odling, J. Newlands și alții au stabilit existența grupurilor de elemente cu proprietăți chimice similare, așa-numitele „grupuri naturale” (de exemplu, „triada” lui Döbereiner). Cu toate acestea, acești oameni de știință nu au mers mai departe decât stabilirea unor legi particulare în cadrul grupurilor. În 1864 L. Meyer pe baza datelor privind greutățile atomice, el a propus un tabel care arată raportul greutăților atomice pentru mai multe grupuri caracteristice de elemente. Meyer nu a făcut rapoarte teoretice din masa sa.
Prototipul P. științific cu. NS. a existat un tabel „Experiența unui sistem de elemente bazat pe greutatea lor atomică și asemănarea chimică”, întocmit de Mendeleev la 1 martie 1869. În următorii doi ani, autorul a îmbunătățit acest tabel, a introdus idei despre grupuri, serii și perioade de elemente; a încercat să estimeze capacitatea perioadelor mici și mari, conținând, în opinia sa, 7 și respectiv 17 elemente. În 1870 el a numit sistemul său natural, iar în 1871 - periodic. Chiar și atunci, structura P. s. NS. a căpătat o formă modernă în multe privințe.
Extrem de important pentru evoluția lui P. cu. NS. s-a dovedit că Mendeleev a introdus ideea locului unui element în sistem; poziția elementului este determinată de numerele perioadei și grupului. Pe baza acestui concept, Mendeleev a ajuns la concluzia că era necesar să se schimbe greutățile atomice ale unor elemente (U, In, Ce și analogii săi), care au fost apoi adoptate, care a fost prima aplicație practică a P. s. e. și, de asemenea, a prezis pentru prima dată existența și proprietățile de bază ale mai multor elemente necunoscute, care au corespuns celulelor goale P. cu. NS. Un exemplu clasic este predicția „ekaaluminium” (viitorul Ga, descoperit de P. Lecoque de Boisbaudranîn 1875), „ekabora” (Sc, descoperit de omul de știință suedez L. Nilssonîn 1879) și „ekasilitsiya” (Ge, descoperită de omul de știință german K. Winklerîn 1886). În plus, Mendeleev a prezis existența unor analogi de mangan (Tc și Re viitoare), telur (Po), iod (At), cesiu (Fr), bariu (Ra), tantal (Pa).
P. s. NS. nu a câștigat imediat recunoașterea ca generalizare științifică fundamentală; situația s-a schimbat semnificativ numai după descoperirea lui Ga, Sc, Ge și stabilirea bivalenței lui Be (a fost considerată trivalentă mult timp). Cu toate acestea P. cu. NS. în multe privințe a reprezentat o generalizare empirică a faptelor, deoarece sensul fizic al legii periodice era neclar și nu existau explicații pentru motivele schimbării periodice a proprietăților elementelor în funcție de creșterea greutății atomice. Prin urmare, până la fundamentarea fizică a legii periodice și dezvoltarea teoriei lui P. cu. NS. multe fapte nu au putut fi explicate. Deci, neașteptată a fost descoperirea de la sfârșitul secolului al XIX-lea. gaze inerte, care, se pare, nu și-au găsit un loc în P. cu. NS .; această dificultate a fost eliminată datorită includerii în P. cu. NS. grup independent zero (mai târziu VIII A-subgrupuri). Descoperirea multor „elemente radio” la începutul secolului XX. a dus la o contradicție între necesitatea plasării lor în P. cu. NS. și structura sa (pentru mai mult de 30 de astfel de elemente au existat 7 „posturi vacante” în perioadele a șasea și a șaptea). Această contradicție a fost depășită ca urmare a descoperirii izotopi... În cele din urmă, valoarea greutății atomice (masa atomică) ca parametru care determină proprietățile elementelor și-a pierdut treptat valoarea.
Unul dintre principalele motive pentru imposibilitatea explicării sensului fizic al legii periodice și P. s. NS. a constat în absența unei teorii a structurii atomului. Prin urmare, cea mai importantă etapă importantă în dezvoltarea P. s. NS. a fost modelul planetar al atomului, propus de E. Rutherford(1911). Pe baza sa, omul de știință olandez A. van den Bruck a sugerat (1913) că numărul ordinal al unui element din P. cu. NS. (numărul atomic Z) este numeric egal cu sarcina nucleului atomic (în unități de sarcină elementară). Acest lucru a fost confirmat experimental de G. Moseley(1913-14, vezi. Legea Moseley). Deci, a fost posibil să se stabilească că frecvența modificărilor în proprietățile elementelor depinde de numărul atomic și nu de greutatea atomică. Ca rezultat, pe bază științifică, s-a determinat limita inferioară a P. NS. (hidrogenul ca element cu un minim Z = 1); numărul de elemente dintre hidrogen și uraniu a fost estimat cu exactitate; a constatat că „golurile” din P. cu. NS. corespund elementelor necunoscute cu Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87.
Cu toate acestea, problema numărului exact de elemente din pământurile rare a rămas neclară și (ceea ce este deosebit de important) nu au fost dezvăluite motivele schimbării periodice a proprietăților elementelor în funcție de Z. Aceste motive au fost găsite în cursul dezvoltarea în continuare a teoriei P. s. NS. pe baza conceptelor cuantice ale structurii atomului (vezi mai jos). Fundamentarea fizică a legii periodice și descoperirea fenomenului izotoniei au făcut posibilă definirea științifică a conceptului de „masă atomică” („greutatea atomică”). Tabelul periodic atașat conține valorile actuale ale maselor atomice ale elementelor pe scara de carbon în conformitate cu Tabelul internațional 1973. Numerele de masă ale celor mai longevivi izotopi ai elementelor radioactive sunt date între paranteze pătrate. În loc de numerele de masă ale celor mai stabile izotopi 99 Tc, 226 Ra, 231 Pa și 237 Np, sunt indicate masele atomice ale acestor izotopi, adoptate (1969) de Comisia internațională pentru greutățile atomice.
Structura lui P. cu. NS. Modern (1975) P. s. NS. acoperă 106 elemente chimice; dintre acestea, toate transuranice (Z = 93-106), precum și elemente cu Z = 43 (Tc), 61 (Pm), 85 (At) și 87 (Fr), au fost obținute artificial. De-a lungul istoriei P. s. NS. au fost propuse un număr mare (câteva sute) de opțiuni pentru reprezentarea sa grafică, în principal sub formă de tabele; imaginile sunt cunoscute și sub formă de forme geometrice variate (spațiale și plane), curbe analitice (de exemplu, spirale) etc. Trei forme de P. sunt cele mai răspândite. e.: scurt, propus de Mendeleev și primit recunoaștere universală; scara lunga. Forma lungă a fost dezvoltată și de Mendeleev, iar într-o formă îmbunătățită a fost propusă în 1905 de A. Werner... Forma scării a fost propusă de omul de știință englez T. Bailey (1882), omul de știință danez J. Thomsen (1895) și îmbunătățită de N. Bohr(1921). Fiecare dintre cele trei forme prezintă avantaje și dezavantaje. Principiul fundamental al construirii P. cu. NS. este împărțirea tuturor elementelor chimice în grupuri și perioade. La rândul său, fiecare grup este subdivizat în subgrupuri principale (a) și secundare (b). Fiecare subgrup conține elemente cu proprietăți chimice similare. Elementele A- și b-subgrupurile din fiecare grup, de regulă, prezintă o anumită similitudine chimică între ele, în principal în stările de oxidare superioare, care, de regulă, corespund numărului grupului. O perioadă se numește un set de elemente, care începe cu un metal alcalin și se termină cu un gaz inert (un caz special este prima perioadă); fiecare perioadă conține un număr strict definit de elemente. P. s. NS. este format din 8 grupe și 7 perioade (a șaptea nu este încă finalizată).
Specificitatea primei perioade este că conține doar 2 elemente: H și He. Locul lui H în sistem este ambiguu: deoarece prezintă proprietăți comune cu metalele alcaline și halogeni, este plasat fie în I A- sau (de preferință) în VII A-subgrup. Heliu - primul reprezentant VII A-subgrupuri (totuși, pentru o lungă perioadă de timp, nu și toate gazele inerte au fost combinate într-un grup zero independent).
A doua perioadă (Li - Ne) conține 8 elemente. Începe cu un metal alcalin Li, a cărui singură stare de oxidare este I. Apoi vine Be - un metal, stare de oxidare II. Caracterul metalic al următorului element B este slab exprimat (starea de oxidare III). C care îl urmează este un nemetal tipic, poate fi fie pozitiv, fie negativ tetravalent. N, O, F și Ne ulterioare sunt nemetale și numai N are cea mai mare stare de oxidare V corespunzătoare numărului grupului; oxigenul doar în cazuri rare prezintă o valență pozitivă, iar starea de oxidare VI este cunoscută pentru F. Perioada se încheie cu gazul inert Ne.
A treia perioadă (Na - Ar) conține, de asemenea, 8 elemente, a căror modificare a proprietăților este, în multe privințe, similară cu cea observată în a doua perioadă. Cu toate acestea, Mg, spre deosebire de Be, este mai metalic, la fel ca Al în comparație cu B, deși Al este amfoteric. Si, P, S, Cl, Ar sunt nemetale tipice, dar toate acestea (cu excepția Ar) prezintă cele mai mari stări de oxidare egale cu numărul grupului. Astfel, în ambele perioade, pe măsură ce Z crește, există o slăbire a caracterului metalic și o creștere a caracterului nemetalic al elementelor. Mendeleev a numit elementele perioadei a doua și a treia (mici, în terminologia sa) tipice. Este esențial ca acestea să fie printre cele mai răspândite în natură, iar C, N și O să fie, împreună cu H, elementele principale ale materiei organice (organogeni). Toate elementele primelor trei perioade sunt incluse în subgrupuri A .
Conform terminologiei moderne (vezi mai jos), elementele acestor perioade se referă la s-elemente (metale alcaline și alcalino-pământoase), constituind I A- și II A-subgrupuri (evidențiate cu roșu pe masa colorată) și R-elemente (B - Ne, At - Ar) incluse în III A- VIII A-subgrupuri (simbolurile lor sunt evidențiate în portocaliu). Pentru elementele de perioade mici, cu un număr ordinal crescător, se observă mai întâi o scădere raze atomice, și apoi, când numărul de electroni din învelișul exterior al atomului crește deja semnificativ, repulsia lor reciprocă duce la o creștere a razelor atomice. Următorul maxim este atins la începutul perioadei următoare pe un element alcalin. Aproximativ același model este tipic pentru razele ionice.
A patra perioadă (K - Kr) conține 18 elemente (prima perioadă mare, conform lui Mendeleev). Metalul alcalin K și alcalinopământul Ca (elemente-s) sunt urmate de o serie de zece așa-numite elemente de tranziție(Sc - Zn) sau d- elemente (simbolurile sunt date în albastru) care sunt incluse în subgrupuri b grupuri corespunzătoare de P. cu. NS. Majoritatea elementelor de tranziție (toate sunt metale) prezintă cele mai mari stări de oxidare egale cu numărul grupului. O excepție este triada Fe - Co - Ni, unde ultimele două elemente sunt cel mai pozitiv trivalente, iar fierul în anumite condiții este cunoscut în starea de oxidare VI. Elemente care încep cu Ga și se termină cu Kr ( R-elemente) aparțin subgrupurilor A, iar natura modificării proprietăților lor este aceeași ca și la intervalele Z corespunzătoare pentru elementele perioadei a doua și a treia. S-a constatat că Kr este capabil să formeze compuși chimici (în principal cu F), dar starea de oxidare VIII este necunoscută pentru aceasta.
A cincea perioadă (Rb - Xe) este construită similar cu a patra; are, de asemenea, o inserție de 10 elemente de tranziție (Y - Cd), d-elemente. Caracteristici specifice perioadei: 1) în triada Ru - Rh - Pd, numai ruteniul prezintă starea de oxidare VIII; 2) toate elementele subgrupurilor a prezintă cele mai mari stări de oxidare egale cu numărul grupului, inclusiv Xe; 3) Am proprietăți metalice slabe. Astfel, natura modificării proprietăților cu o creștere a Z în elementele perioadelor a patra și a cincea este mai complicată, deoarece proprietățile metalice sunt păstrate într-o gamă largă de numere ordinale.
A șasea perioadă (Cs - Rn) include 32 de elemente. Pe lângă 10 d-elemente (La, Hf - Hg) conține un set de 14 f-elemente, lantanide, de la Ce la Lu (caractere negre). Elementele de la La la Lu sunt chimic foarte asemănătoare. În forma scurtă a lui P. cu. NS. lantanidele sunt incluse în celula La (deoarece starea lor de oxidare predominantă este III) și sunt înregistrate într-o linie separată în partea de jos a tabelului. Această tehnică este oarecum incomodă, deoarece 14 elemente par a fi în afara mesei. Formele lungi și pe scară ale P. sunt private de un dezavantaj similar. BC, reflectând bine specificitatea lantanidelor pe fundalul structurii integrale a P. cu. NS. Particularitățile perioadei: 1) în triada Os - Ir - Pt, numai osmiul prezintă starea de oxidare VIII; 2) At are un caracter mai pronunțat (în comparație cu 1) metalic; 3) Rn, aparent (chimia sa a fost puțin studiată), ar trebui să fie cel mai reactiv dintre gazele inerte.
A șaptea perioadă, începând cu Fr (Z = 87), trebuie să conțină și 32 de elemente, dintre care 20 sunt cunoscute până acum (până la elementul cu Z = 106). Fr și Ra - respectiv elemente I A- și II A-subgrupuri (s-elemente), Ac - analog al elementelor III b-subgrupuri ( d-element). Următoarele 14 articole, f-elemente (cu Z de la 90 la 103), alcătuiesc familia actinide... În forma scurtă a lui P. cu. NS. ocupă celula Ac și sunt scrise într-o linie separată în partea de jos a tabelului, ca lantanidele, spre deosebire de care sunt caracterizate printr-o varietate semnificativă de stări de oxidare. În acest sens, din punct de vedere chimic, seria de lantanide și actinide prezintă diferențe vizibile. Studiul naturii chimice a elementelor cu Z = 104 și Z = 105 a arătat că aceste elemente sunt analoage cu hafniu și respectiv tantal, adică d-elemente și trebuie plasate în IV b- și V b-subgrupuri. Membrii ai b-subgrupurile trebuie să fie urmate de elemente de până la Z = 112 și apoi (Z = 113-118) vor apărea R-elemente (III A- VIll A-subgrupuri).
Teoria lui P. cu. NS. Teoria lui P. s. NS. constă în ideea legilor specifice care guvernează construcția cochililor de electroni (straturi, niveluri) și sub-cochilii (cochilii, subniveluri) în atomi pe măsură ce Z crește. NS. și rezultatele studierii spectrelor lor atomice. Bohr a dezvăluit trei caracteristici esențiale ale formării configurațiilor electronice ale atomilor: 1) umplerea cochiliilor de electroni (cu excepția cojilor corespunzătoare valorilor principale numărul cuantic n= 1 și 2) nu apare monoton până la capacitatea lor maximă, ci este întrerupt de apariția unor seturi de electroni aparținând cochiliilor cu valori mari n; 2) tipuri similare de configurații electronice ale atomilor se repetă periodic; 3) limitele perioadelor lui P. NS. (cu excepția primului și celui de-al doilea) nu coincid cu limitele cochiliei succesive de electroni.
Valoarea lui P. cu. NS. P. s. NS. a jucat și continuă să joace un rol imens în dezvoltarea științelor naturii. A fost cea mai importantă realizare a doctrinei atomico-moleculare, a făcut posibilă o definiție modernă a conceptului de „element chimic” și clarificarea conceptelor de substanțe și compuși simpli. Tiparele dezvăluite de P. s. e., a avut un impact semnificativ asupra dezvoltării teoriei structurii atomilor, a contribuit la explicarea fenomenului izotoniei. THX. NS. există o formulare strict științifică a problemei prognozării în chimie, care s-a manifestat atât în prezicerea existenței elementelor necunoscute și a proprietăților acestora, cât și în prezicerea unor noi caracteristici ale comportamentului chimic al elementelor deja descoperite. P. s. BC - fundamentul chimiei, în primul rând anorganice; ajută în mod semnificativ la rezolvarea problemelor de sintetizare a substanțelor cu proprietăți prestabilite, dezvoltarea de noi materiale, în special materiale semiconductoare, selectarea catalizatorilor specifici pentru diverse procese chimice etc. P. s. BC - de asemenea, baza științifică pentru predarea chimiei.
Ieșire
Tabelul periodic al lui Mendeleev a devenit o etapă importantă în dezvoltarea științei atomico-moleculare. Datorită ei s-a format conceptul modern al unui element chimic, s-au rafinat ideile despre substanțe simple și compuși.
Rolul predictiv al tabelului periodic, arătat de Mendeleev însuși, în secolul al XX-lea s-a manifestat în evaluarea proprietăților chimice ale elementelor transuranice.
Apariția sistemului periodic a deschis o nouă eră cu adevărat științifică în istoria chimiei și o serie de științe conexe - în loc de informații împrăștiate despre elemente și compuși, a apărut un sistem armonios, pe baza căruia a devenit posibil să se generalizeze, trageți concluzii și prevedeți.
Legea periodică și tabelul periodic al elementelor chimice în lumina teoriei structurii atomice
1 martie 1869Formularea legii periodice de către D.I. Mendeleev.
Proprietățile substanțelor simple, precum și formele și proprietățile compușilor elementelor, sunt periodic dependente de valoarea greutăților atomice ale elementelor.
La sfârșitul secolului al XIX-lea, D.I. Mendeleev a scris că, aparent, atomul este format din alte particule mai mici, iar legea periodică confirmă acest lucru.
Formularea modernă a legii periodice.
Proprietățile elementelor chimice și ale compușilor lor sunt dependente periodic de valoarea sarcinii nucleilor atomilor lor, care se exprimă în recurența periodică a structurii învelișului electronic de valență exterioară.
Legea periodică în lumina teoriei structurii atomilor
Concept | fizic sens | caracterizarea conceptului |
Taxa de bază | Egal cu numărul ordinal al elementului | Principala caracteristică a unui element determină proprietățile chimice, deoarece odată cu creșterea sarcinii nucleare, numărul de electroni din atom crește, inclusiv la nivel extern. Prin urmare, proprietățile se schimbă |
Periodicitate | Odată cu creșterea sarcinii nucleare, se observă o recurență periodică a structurii nivelului extern; prin urmare, proprietățile se schimbă periodic. (Electronii externi sunt valenți) |
Tabel periodic în lumina teoriei structurii atomice
Concept | Fizic. sens | Descrierea conceptului |
Număr de serie | Egal cu numărul de protoni din nucleu. Egal cu numărul de electroni dintr-un atom. | |
Perioadă | Numărul perioadei este egal cu numărul de cochilii electronice | Un rând orizontal de elemente. 1,2,3 - mic; 4,5,6 - mare; 7 - neterminat. Într-o perioadă există doar două elemente și nu mai pot exista. Aceasta este determinată de formula N = 2n 2 Fiecare perioadă începe cu un metal alcalin și se termină cu un gaz inert. Primele două elemente ale oricărei perioade s sunt elemente, ultimele șase p sunt elemente, între ele d și f sunt elemente. În perioada de la stânga la dreapta: 1. 2. încărcare de bază - crește 3. cantitatea de energie niveluri - în mod constant 4. numărul de electroni de la nivelul extern - crește 5. raza atomilor - scade 6. electronegativitate - crește În consecință, electronii exteriori sunt ținuți mai strâns, iar proprietățile metalice sunt slăbite, iar proprietățile nemetalice sunt îmbunătățite. În perioade mici, această tranziție are loc prin 8 elemente, în perioade mari - până la 18 sau 32. În perioadele mici, valența crește de la 1 la 7 o dată, în perioadele mari - de două ori. În locul în care există un salt în schimbarea celei mai mari valențe, perioada este împărțită în două rânduri. Din perioadă în perioadă, există un salt puternic în schimbarea proprietăților elementelor, pe măsură ce apare un nou nivel de energie. |
grup | Numărul grupului este egal cu numărul de electroni de la nivelul exterior (pentru elementele din subgrupurile principale) | Un rând vertical de elemente. Fiecare grup este împărțit în două subgrupuri: principal și secundar. Subgrupul principal este elementele s - andp, elementele secundare -d - și f -. Subgrupurile adună laolaltă elementele cele mai asemănătoare. În grup, în subgrupul principal de sus în jos: 1. relatează. masa atomică - în creștere 2. numărul de electroni pe ext. nivel - constant 3. încărcare de bază - crește 4. număr - în energie. niveluri - crește 5. raza atomilor - crește 6. electronegativitate - scade. În consecință, electronii externi sunt menținuți mai slabi, iar proprietățile metalice ale elementelor sunt îmbunătățite, iar cele nemetalice sunt slăbite. Elementele unor subgrupuri sunt denumite: 1a grupă - metale alcaline 2а - metale alcalino-pământoase 6а - calcogeni 7а - halogeni 8a - gaze inerte (au un nivel extern complet) |
Concluzii:
1. Cu cât sunt mai puțini electroni la nivelul exterior și cu cât raza atomului este mai mare, cu atât este mai mică electronegativitatea și cu atât este mai ușor să donezi electroni externi, prin urmare, cu atât sunt mai pronunțate proprietățile metalice
Cu cât sunt mai mulți electroni la nivelul exterior și cu cât raza atomului este mai mică, cu atât este mai mare electronegativitatea și cu atât este mai ușor să accepți electroni, prin urmare, cu atât sunt mai puternice proprietățile nemetalice.
2. Pentru metale, revenirea electronilor este caracteristică, pentru nemetale - recepție.
Poziția specială a hidrogenului în sistemul periodic
Hidrogenul din sistemul periodic ocupă două celule (într-una dintre ele este inclusă între paranteze) - în primul grup și în al 7-lea.
În primul grup, hidrogenul se datorează faptului că, la fel ca elementele din primul grup, are un singur electron la nivelul exterior.
În grupul al șaptelea, hidrogenul se datorează faptului că, la fel ca elementele grupului al șaptelea, înainte de finalizarea energeticului
SEMNIFICAȚIA LEGII PERIODICE
Semnificația științifică a legii periodice. Viața și opera lui D. I. Mendeleev
Descoperirea legii periodice și crearea tabelului periodic al elementelor chimice este cea mai mare realizare a științei în secolul al XIX-lea. Confirmarea experimentală a masei atomice relative modificată de D.I.
Descoperirea legii periodice a dus la dezvoltarea rapidă în continuare a chimiei: în următorii treizeci de ani au fost descoperite 20 de elemente chimice noi. Legea periodică a contribuit la dezvoltarea în continuare a lucrărilor privind studiul structurii atomului, în urma căreia s-a stabilit relația dintre structura atomului și schimbarea periodică a proprietăților lor. Pe baza legii periodice, oamenii de știință au reușit să extragă substanțe cu proprietățile dorite, să sintetizeze noi elemente chimice. Legea periodică le-a permis oamenilor de știință să construiască ipoteze despre evoluția elementelor chimice din univers.
Legea periodică a lui Mendeleev are o semnificație științifică generală și este o lege fundamentală a naturii.
Dmitri Ivanovici Mendeleev s-a născut în 1834 la Tobolsk. După absolvirea gimnaziului Tobolsk, a studiat la Institutul Pedagogic din Sankt Petersburg, de la care a absolvit o medalie de aur. Ca student, D.I.Mendeleev a început să se angajeze în cercetări științifice. După studii, a petrecut doi ani în străinătate în laboratorul celebrului chimist Robert Bunsen. În 1863 a fost ales profesor mai întâi la Institutul de Tehnologie din Sankt Petersburg, iar mai târziu la Universitatea din Sankt Petersburg.
Mendeleev a efectuat cercetări în domeniul naturii chimice a soluțiilor, a stării gazelor și a căldurii de ardere a combustibilului. El a fost interesat de diferite probleme ale agriculturii, mineritului, metalurgiei, a lucrat la problema gazificării subterane a combustibilului, a studiat afacerile petroliere. Cel mai semnificativ rezultat al activității sale creative, care i-a adus DI Mendeleev faimă la nivel mondial, a fost descoperirea în 1869 a Legii periodice și a Tabelului periodic al elementelor chimice. A scris aproximativ 500 de articole despre chimie, fizică, inginerie, economie, geodezie. Organizat și a fost directorul primei camere rusești de greutăți și măsuri, a încheiat începutul metrologiei moderne. A inventat ecuația generală de stare pentru un gaz ideal, a generalizat ecuația Clapeyron (ecuația Clapeyron-Mendeleev).
Mendeleev a trăit 73 de ani. Pentru realizările sale a fost ales membru al a 90 de academii străine de științe și doctori onorifici ai multor universități. Cel de-al 101-lea element chimic (Mendelevium) este numit în onoarea sa.
Tabelul periodic al elementelor a avut o mare influență asupra dezvoltării ulterioare a chimiei. Nu a fost doar prima clasificare naturală a elementelor chimice, care a arătat că acestea formează un sistem armonios și că sunt în strânsă legătură între ele, dar a devenit și un instrument puternic pentru cercetări ulterioare.
La vremea când Mendeleev și-a compilat tabelul pe baza legii periodice pe care a descoperit-o, multe elemente erau încă necunoscute. De exemplu, elementul din al patrulea rând nu era cunoscut. În ceea ce privește greutatea atomică, a urmat calciul, dar nu a putut fi plasat imediat după calciu, deoarece ar cădea în al treilea grup, deși tetravalent, formează oxidul superior TiO 2, iar pentru toate celelalte proprietăți ar trebui atribuit celui de-al patrulea grup. Prin urmare, Mendeleev a sărit peste o celulă, adică a lăsat un spațiu liber între calciu și titan. Pe aceeași bază, două celule libere au fost lăsate în al cincilea rând dintre zinc și arsenic, acum ocupate de elementele taliu și germaniu. Locurile libere au rămas și în alte rânduri. Mendeleev nu numai că era convins că trebuie să existe încă elemente necunoscute care să ocupe aceste locuri, dar și în avansa prezis proprietățile unor astfel de elemente pe baza poziției lor printre alte elemente ale tabelului periodic.
Unul dintre ei, care în viitor urma să ocupe un loc între calciu și titan, a dat numele de eka-bor (deoarece proprietățile sale ar trebui să semene cu borul); celelalte două, pentru care existau spații goale în al cincilea rând între zinc și arsenic în tabel, au fost numite eka-aluminiu și eka-silicium.
Prezicând proprietățile acestor elemente necunoscute, Mendeleev a scris: „Îndrăznesc să fac asta pentru ca, deși în timp, când este descoperit unul dintre aceste corpuri prezise, să pot fi în sfârșit sigur eu și> să asigur și alți chimiști de validitatea celor ipoteze care stau la baza sistemului meu propus. "
În următorii 15 ani, predicțiile lui Mendeleev au fost confirmate în mod strălucit: toate cele trei elemente așteptate au fost într-adevăr descoperite. În primul rând, chimistul francez Lecoq de Boisbaudran a descoperit un element nou cu toate proprietățile eka-aluminiu; după aceea, Nilson a descoperit în Suedia, care avea proprietățile eka-borului și, în cele din urmă, câțiva ani mai târziu în Germania, Winkler a descoperit un element, pe care l-a numit germaniu, care s-a dovedit a fi identic cu eca-siliciul.
Pentru a judeca acuratețea uimitoare a predicțiilor lui Mendeleev, să comparăm proprietățile ecasiliconului prezise de el în 1871 cu proprietățile de germaniu descoperite în 1886:
|
Proprietăți de eca-siliciu Eka-silicium Es este un metal fuzibil care se poate evapora la căldură extremă Greutatea atomică a lui Es este aproape de 72 Greutatea specifică Es aproximativ 5.5 EsО 2 ar trebui să fie ușor de recuperat Greutatea specifică a EsO 2 va fi aproape de 4,7 EvCl 4 este un lichid care fierbe la aproximativ 90 °, greutatea sa specifică fiind aproape de 1,9 |
Proprietățile germaniului Greutate atomică Ge 72,6 Greutatea specifică a Ge 5,35 la 20 ° GeО 2 este redus cu ușurință de carbon sau hidrogen în metal Greutatea specifică a GeO 2 4.703 la 18 ° GeCl 4 este un lichid care fierbe la 83 °, greutatea sa specifică este 1,88 la 18 ° |
|||
Descoperirea galiului, scandiului și germaniului a fost cel mai mare triumf al legii periodice. Întreaga lume a început să vorbească despre previziunile teoretice îndeplinite ale chimistului rus și despre legea sa periodică, care după aceea a primit recunoaștere universală.
Mendeleev însuși a întâmpinat aceste descoperiri cu profundă satisfacție. „Scrierea în 1871 a unui articol despre aplicarea periodicului legea pentru a determina proprietățile elementelor care nu au fost încă descoperite, - a spus el, - nu credeam că voi trăi pentru a justifica această consecință a legii periodice, dar realitatea a răspuns diferit. Am descris trei elemente: ekabor, ekaaluminium și ekasilicon, iar în mai puțin de 20 de ani am avut deja cea mai mare bucurie să le văd pe toate trei deschise ... ".
Tabelul periodic a avut, de asemenea, o mare importanță în rezolvarea problemei valenței și valorilor greutăților atomice ale anumitor elemente. De exemplu, elementul a fost considerat mult timp un analog al aluminiului, iar formula Be 2 O 3 a fost atribuită oxidului său. Prin analiză, s-a constatat că în oxidul de beriliu, 16 părți în greutate de oxigen reprezintă 9 greutate. inclusiv beriliu. Dar, deoarece compușii volatili ai beriliului nu erau cunoscuți, nu a fost posibil să se determine greutatea atomică exactă a acestui element. Pe baza compoziției procentuale și a formulei asumate de oxid de beriliu, greutatea sa atomică a fost considerată egală cu 13,5. Tabelul periodic a arătat că există doar un singur loc pentru beriliu în tabel, și anume deasupra magneziului, deci oxidul său trebuie să aibă formula BeO, din care greutatea atomică a beriliului este nouă. Această concluzie a fost confirmată curând prin măsurători ale densității vaporilor de clorură de beriliu, care a făcut posibilă calcularea greutății atomice a beriliului.
La fel, tabelul periodic a dat un impuls corecției greutăților atomice ale unor elemente rare. De exemplu, cesiul a fost atribuit anterior unei greutăți atomice de 123,4. Mendeleev, plasând elementele în tabel, a constatat că, în funcție de proprietățile sale, cesiul ar trebui să fie în coloana din stânga a primului grup sub rubidiu și, prin urmare, va avea o greutate atomică de aproximativ 130. Ultimele definiții arată că greutatea atomică a cesiului este 132,91.
Inițial a fost întâmpinat foarte rece și neîncrezător. Când Mendeleev, bazându-se pe descoperirea sa, a pus la îndoială o serie de date experimentale despre greutățile atomice și a decis să prezică existența și proprietățile elementelor care nu au fost încă descoperite, mulți chimiști au reacționat la afirmațiile sale îndrăznețe cu dispreț nedisimulat. Astfel, de exemplu, L. Meyer scria în 1870 despre legea periodică: „Ar fi în grabă să întreprindem, din motive atât de clătinate, o modificare a greutăților atomice acceptate până acum”.
Cu toate acestea, după ce predicțiile lui Mendeleev au fost confirmate și au primit recunoaștere universală, în mai multe țări s-au încercat să conteste supremația lui Mendeleev și să atribuie descoperirea legii periodice altor oameni de știință.
Protestând împotriva unor astfel de încercări, Mendeleev a scris: „Aprobarea unei legi este posibilă doar prin derivarea consecințelor din aceasta, care sunt imposibile și nu se așteaptă fără ea și prin justificarea acelor consecințe într-un test experimental. De aceea, după ce am văzut, eu, la rândul meu (1869-1871), am dedus din ea astfel de consecințe logice care puteau arăta dacă este adevărat sau nu. Fără această metodă de testare, nu poate fi afirmată nici o lege a naturii. Nici Shancourtois, căruia francezii îi atribuie dreptul de a descoperi legea periodică, nici Newlands, pe care britanicii l-au propus, nici L. Meyer, care a fost citat de alții ca fondator al legii periodice, nu au riscat să prezică proprietățile nedescoperite elemente, schimbă „greutățile acceptate ale atomilor” și consideră în general legea periodică ca o nouă lege a naturii strict definită, capabilă să îmbrățișeze fapte care nu au fost încă generalizate, așa cum am făcut încă de la început (1869). ”
Descoperirea legii periodice și crearea unui sistem de elemente chimice a avut o mare importanță nu numai pentru chimie și alte științe ale naturii, ci și pentru filosofie, pentru întreaga noastră viziune asupra lumii. Dezvăluind relația dintre proprietățile elementelor chimice și cantitatea din atomii lor, legea periodică a fost o strălucită confirmare a legii generale a dezvoltării naturii, legea tranziției de la cantitate la calitate.
Înainte de Mendeleev, chimiștii grupau elementele în funcție de asemănarea lor chimică, încercând să adune laolaltă doar elemente similare. Mendeleev a abordat considerarea elementelor într-un mod complet diferit. El a pornit pe calea convergenței elementelor diferite, plasând elemente chimic diferite una lângă alta, care aveau valori apropiate ale greutăților atomice. Această comparație a făcut posibilă dezvăluirea unei conexiuni organice profunde între toate elementele și a condus la descoperirea legii periodice.
