Periodiskt system för D.I. Mendeleev blev en milstolpe i utvecklingen av atom- och molekylärvetenskap. Tack vare henne bildades ett modernt koncept av ett kemiskt element, idéer om enkla ämnen och föreningar klargjordes.
Denna lag hade förutsägande kraft. Han tillät att genomföra en riktad sökning efter nya, ännu inte upptäckta element. Atomvikterna för många element, som tidigare bestämts otillräckligt noggrant, utsattes för verifiering och förfining just för att deras felaktiga värden stred mot den periodiska lagen.
Den prediktiva rollen för det periodiska systemet, visad av Mendeleev, manifesterade sig på 1900-talet i utvärderingen av de kemiska egenskaperna hos transuranelement.
Den grundläggande nyheten i den periodiska lagen, upptäckt och formulerad av D.I. Mendeleev var följande:
1. En koppling upprättades mellan element som INTE LIKNAR i deras egenskaper. Detta förhållande ligger i det faktum att elementens egenskaper ändras jämnt och ungefär lika mycket med en ökning av deras atomvikt, och då upprepas dessa förändringar PERIODISKT.
2. I de fall där det verkade som om någon länk saknades i sekvensen av förändringar i grundämnenas egenskaper, föreskrev det periodiska systemet GAPS som måste fyllas med ännu oupptäckta grundämnen. Dessutom gjorde den periodiska lagen det möjligt att förutsäga egenskaperna hos dessa element.
Sedan tillkomsten av den periodiska lagen har kemi upphört att vara en beskrivande vetenskap. Som den berömda ryske kemisten N.D. Zelinsky, Den periodiska lagen var "upptäckten av sammankopplingen av alla atomer i universum."
Ytterligare upptäckter inom kemi och fysik bekräftade upprepade gånger den grundläggande innebörden av den periodiska lagen. Inerta gaser upptäcktes som passade perfekt in i det periodiska systemet - detta visas särskilt tydligt av tabellens långa form. Elementets serienummer visade sig vara lika med laddningen av kärnan i atomen i detta element. Många tidigare okända grundämnen upptäcktes tack vare en riktad sökning efter just de egenskaper som förutspåddes av det periodiska systemet.
Mendeleevs periodiska system var ett slags vägledande karta i studiet av oorganisk kemi och forskningsarbete inom detta område.
Uppkomsten av det periodiska systemet öppnade en ny, verkligt vetenskaplig era i kemins historia och ett antal relaterade vetenskaper - istället för spridd information om element och föreningar dök ett harmoniskt system upp, på grundval av vilket det blev möjligt att generalisera, dra slutsatser och förutse.
I vetenskapens utvecklingshistoria är många stora upptäckter kända. Men få av dem kan jämföras med vad Mendeleev gjorde. Den periodiska lagen om kemiska grundämnen blev den naturvetenskapliga grunden för läran om materien, dess struktur och evolution i naturen.
Amerikanska vetenskapsmän (G. Seaborg och andra), som syntetiserade grundämnet nr 101 1955, gav det namnet Mendelevium "... i erkännande av prioriteringen av den store ryske kemisten, som var den första att använda det periodiska systemet av element . Att förutsäga de kemiska egenskaperna hos de då oupptäckta grundämnena. Denna princip var nyckeln till upptäckten av nästan alla transuranelement.
1964 ingick namnet Mendeleev i styrelsen för vetenskap vid University of Bridgeport (USA) bland namnen på de största forskarna i världen.
Introduktion
D. I. Mendeleevs periodiska lag är av exceptionellt stor betydelse. Han lade grunden för modern kemi, gjorde den till en enda holistisk vetenskap. Element började betraktas i inbördes samband, beroende på vilken plats de upptar i det periodiska systemet. Som N.D. Zelinsky påpekade, var den periodiska lagen "upptäckten av den ömsesidiga kopplingen mellan alla atomer i universum."
Kemi har upphört att vara en beskrivande vetenskap. Med upptäckten av den periodiska lagen blev vetenskaplig framsynthet möjlig i den. Det blev möjligt att förutsäga och beskriva nya grundämnen och deras sammansättningar ... Ett lysande exempel på detta är DI Mendeleevs förutsägelse om existensen av element som ännu inte upptäckts på hans tid, varav tre - Ga, Sc och Ge - han gav en korrekt beskrivning av deras egenskaper.
Det periodiska systemet och dess betydelse för att förstå den vetenskapliga bilden av världen
Det periodiska systemet av element av D. I. Mendeleev, den naturliga klassificeringen av kemiska element, som är ett tabellformigt (eller annat grafiskt) uttryck Mendeleevs periodiska lag. P. s. e. utvecklad av D.I. Mendelejev 1869-1871.
P:s historia med. e. Försök att systematisera de kemiska grundämnena har gjorts av olika forskare i Tyskland, Frankrike, England och USA sedan 1930-talet. Mendeleevs föregångare - I. Döbereiner, J. Dumas, fransk kemist A. Shancourtua, eng. kemister W. Odling, J. Newlands och andra fastställde förekomsten av grupper av grundämnen som liknar kemiska egenskaper, de så kallade "naturliga grupperna" (till exempel Döbereiners "triad"). Dessa forskare gick dock inte längre än att etablera särskilda mönster inom grupper. 1864 L. Meyer baserat på data om atomvikter föreslog han en tabell som visar förhållandet mellan atomvikter för flera karakteristiska grupper av grundämnen. Meyer gjorde inga teoretiska rapporter från sitt bord.
Prototypen av vetenskaplig P. s. e. tabellen "Erfarenhet av ett system av element baserat på deras atomvikt och kemiska likhet", sammanställd av Mendeleev den 1 mars 1869. Under de följande två åren förbättrade författaren denna tabell, introducerade idéer om grupper, serier och perioder av element; gjort ett försök att uppskatta kapaciteten för små och stora perioder, innehållande enligt hans mening 7 respektive 17 element. 1870 kallade han sitt system naturligt och 1871 - periodiskt. Även då P:s struktur med. e. fick en modernare form.
Extremt viktigt för P:s utveckling av sidan. e. idén som introducerades av Mendeleev om platsen för ett element i systemet visade sig vara; elementets position bestäms av perioden och gruppnumren. Baserat på denna idé kom Mendeleev till slutsatsen att det var nödvändigt att ändra de då accepterade atomvikterna för vissa element (U, In, Ce och dess analoger), vilket var den första praktiska tillämpningen av P. s. e., och även för första gången förutspådde existensen och de grundläggande egenskaperna hos flera okända element, vilket motsvarade de tomma cellerna i P. s. e. Ett klassiskt exempel är förutsägelsen om "ekaaluminum" (den framtida Ga, upptäckt av P. Lecoq de Boisbaudran 1875), "ekabora" (Sc, upptäckt av den svenske vetenskapsmannen L. Nilson 1879) och "ecasilience" (Ge, upptäckt av den tyske vetenskapsmannen K. Winklerår 1886). Dessutom förutspådde Mendeleev förekomsten av analoger av mangan (framtida Tc och Re), tellur (Po), jod (At), cesium (Fr), barium (Ra), tantal (Pa).
P. s. e. vann inte omedelbart erkännande som en grundläggande vetenskaplig generalisering; situationen förändrades avsevärt först efter upptäckten av Ga, Sc, Ge och upprättandet av divalensen av Be (det ansågs trivalent under lång tid). Ändå P. med. e. i många avseenden representerade en empirisk generalisering av fakta, eftersom den fysiska innebörden av den periodiska lagen var oklar och det inte fanns någon förklaring av orsakerna till den periodiska förändringen av egenskaperna hos element beroende på ökningen av atomvikterna. Därför, fram till den fysiska underbyggnaden av den periodiska lagen och utvecklingen av teorin om P. s. e. många fakta kunde inte förklaras. Så oväntat var upptäckten i slutet av 1800-talet. inerta gaser, som tycktes inte finna någon plats i P. s. e.; denna svårighet eliminerades tack vare införandet i sidans sid. e. oberoende nollgrupp (senare VIII a-undergrupper). Upptäckten av många "radioelement" i början av 1900-talet. ledde till motsättningen mellan nödvändigheten av deras placering i P. av sidan. e. och dess struktur (för mer än 30 sådana element fanns det 7 "lediga" platser i den sjätte och sjunde perioden). Denna motsägelse övervanns av upptäckten isotoper. Slutligen förlorade värdet av atomvikten (atommassa) som en parameter som bestämmer egenskaperna hos element gradvis sin betydelse.
En av huvudorsakerna till omöjligheten att förklara den fysiska innebörden av den periodiska lagen och P. s. e. bestod i avsaknad av en teori om atomens struktur. Därför den viktigaste milstolpen på P:s utvecklingsväg med. e. var den planetariska modellen av atomen, föreslagen av E. Rutherford(1911). På grundval av detta föreslog den holländska vetenskapsmannen A. van den Broek (1913) att ordningsnumret för ett element i P. s. e. (atomnummer Z) är numeriskt lika med laddningen av atomkärnan (i enheter av elementär laddning). Detta bekräftades experimentellt av G. Moseley(1913-14, se mosley lag). Så det var möjligt att fastställa att periodiciteten för förändringar i grundämnenas egenskaper beror på atomnumret och inte på atomvikten. Som ett resultat, på vetenskaplig grund, bestämdes den nedre gränsen för P. s. e. (väte som grundämne med minsta Z = 1); antalet grundämnen mellan väte och uran har uppskattats exakt; det är fastställt att "luckor" i sid. e. motsvarar okända element med Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87.
Frågan om det exakta antalet sällsynta jordartsmetaller förblev dock oklar, och (vilket är särskilt viktigt) avslöjades inte orsakerna till den periodiska förändringen av egenskaperna hos grundämnen beroende på Z. Dessa orsaker hittades under loppet av ytterligare utveckling av teorin om P. s. e. baserad på kvantidéer om atomens struktur (se nedan). Den fysiska underbyggnaden av den periodiska lagen och upptäckten av fenomenet isotoni gjorde det möjligt att vetenskapligt definiera begreppet "atommassa" ("atomvikt"). Det bifogade periodiska systemet innehåller de moderna värdena för grundämnenas atommassor på kolskalan i enlighet med den internationella tabellen från 1973. Massnumren för de längsta livslevande isotoperna av radioaktiva grundämnen anges inom hakparenteser. Istället för masstalen för de mest stabila isotoperna 99 Tc, 226 Ra, 231 Pa och 237 Np, anges atommassorna för dessa isotoper som antagits (1969) av Internationella kommissionen för atomvikter.
P:s struktur med. e. Modern (1975) P. s. e. täcker 106 kemiska grundämnen; av dessa erhölls allt transuran (Z = 93-106), såväl som grundämnen med Z = 43 (Tc), 61 (Pm), 85 (At) och 87 (Fr) på konstgjord väg. För hela historien om P. s. e. ett stort antal (flera hundratals) varianter av dess grafiska representation föreslogs, huvudsakligen i form av tabeller; bilder är också kända i form av olika geometriska figurer (spatiala och plana), analytiska kurvor (till exempel spiraler) etc. De mest utbredda är tre former av P. s. e .: kort, föreslagen av Mendelejev och fick universellt erkännande; lång trappa. Den långa formen utvecklades också av Mendeleev, och i en förbättrad form föreslogs den 1905 av A. Werner. Stegeformen föreslogs av den engelske vetenskapsmannen T. Bailey (1882), den danske vetenskapsmannen J. Thomsen (1895) och förbättrades av N. Borom(1921). Var och en av de tre formerna har fördelar och nackdelar. Den grundläggande principen för att konstruera P. s. e. är uppdelningen av alla kemiska grundämnen i grupper och perioder. Varje grupp är i sin tur indelad i huvud (a) och sekundära (b) undergrupper. Varje undergrupp innehåller grundämnen som har liknande kemiska egenskaper. Element men- Och b- undergrupper i varje grupp uppvisar som regel en viss kemisk likhet sinsemellan, främst i högre oxidationstillstånd, som i regel motsvarar gruppnumret. En period är en uppsättning element som börjar med en alkalimetall och slutar med en inert gas (ett specialfall är den första perioden); Varje period innehåller ett strikt definierat antal element. P. s. e. består av 8 grupper och 7 perioder (den sjunde är ännu inte avslutad).
Det specifika med den första perioden är att den bara innehåller 2 element: H och He. Platsen för H i systemet är tvetydig: eftersom det uppvisar egenskaper som är vanliga med alkalimetaller och halogener, placeras det antingen i I a-, eller (helst) i VII a-undergrupp. Helium - den första representanten för VII a- undergrupper (men under lång tid kombinerades He och alla inerta gaser till en oberoende nollgrupp).
Den andra perioden (Li - Ne) innehåller 8 element. Det börjar med alkalimetallen Li, vars enda oxidationstillstånd är I. Sedan kommer Be, en metall, oxidationstillstånd II. Den metalliska naturen hos nästa element B är svagt uttryckt (oxidationstillstånd III). C efter den är en typisk icke-metall, den kan vara både positivt och negativt fyrvärdig. De efterföljande N, O, F och Ne är icke-metaller, och endast N har det högsta oxidationstillståndet V som motsvarar gruppnumret; syre uppvisar endast i sällsynta fall en positiv valens, och för F är oxidationstillståndet VI känt. Perioden fullbordas av den inerta gasen Ne.
Den tredje perioden (Na - Ar) innehåller också 8 element, vars karaktär av förändring i egenskaperna i stort sett liknar den som observerades under den andra perioden. Emellertid är Mg, till skillnad från Be, mer metalliskt, liksom Al jämfört med B, även om Al i sig är amfotert. Si, P, S, Cl, Ar är typiska icke-metaller, men alla (utom Ar) uppvisar högre oxidationstillstånd lika med grupptalet. Sålunda, i båda perioderna, när Z ökar, observeras en försvagning av den metalliska och förstärkning av den icke-metalliska naturen hos elementen. Mendeleev kallade elementen i den andra och tredje perioden (små, i hans terminologi) typiska. Det är betydelsefullt att de är bland de vanligaste i naturen, och C, N och O, tillsammans med H, är huvudelementen i organiskt material (organogener). Alla delar av de tre första perioderna ingår i undergrupper men .
Enligt modern terminologi (se nedan) avser elementen i dessa perioder s-grundämnen (alkali- och jordalkalimetaller), som utgör I a- och II a undergrupper (markerade med rött i färgtabellen), och R-element (B - Ne, At - Ar) som ingår i III a- VIII a-undergrupper (deras symboler är markerade i orange). För inslag av små perioder, med ökande serienummer, observeras först en minskning atomradier, och sedan, när antalet elektroner i atomens yttre skal redan ökar avsevärt, leder deras ömsesidiga avstötning till en ökning av atomradien. Nästa maximum nås i början av nästa period på ett alkaliskt grundämne. Ungefär samma regelbundenhet är typisk för joniska radier.
Den fjärde perioden (K - Kr) innehåller 18 element (den första stora perioden, enligt Mendeleev). Alkalimetallen K och jordalkalimetallen Ca (s-element) följs av en serie om tio sk övergångselement(Sc - Zn), eller d- element (symboler anges i blått) som ingår i undergrupper b motsvarande grupper av P. på sidan. e. De flesta övergångselement (alla metaller) uppvisar högre oxidationstillstånd lika med gruppnumret. Undantaget är triaden Fe - Co - Ni, där de två sista elementen är maximalt positivt trivalenta, och järn under vissa förhållanden är känt i oxidationstillståndet VI. Element från Ga till Kr ( R-element), tillhör undergrupper men, och arten av förändringen i deras egenskaper är densamma som i motsvarande intervall Z för element i den andra och tredje perioden. Det har konstaterats att Kr kan bilda kemiska föreningar (främst med F), men oxidationstillståndet VIII är okänt för det.
Den femte perioden (Rb - Xe) är konstruerad på liknande sätt som den fjärde; den har också en insats med 10 övergångselement (Y - Cd), d-element. Specifika egenskaper för perioden: 1) i triaden Ru - Rh - Pd uppvisar endast rutenium oxidationstillstånd VIII; 2) alla element i undergrupper a visar de högsta oxidationstillstånden lika med gruppnumret, inklusive Xe; 3) Jag har svaga metalliska egenskaper. Således är karaktären av förändringen i egenskaper när Z ökar för elementen i den fjärde och femte perioden mer komplicerad, eftersom de metalliska egenskaperna bevaras i ett stort antal serienummer.
Den sjätte perioden (Cs - Rn) innehåller 32 element. Förutom 10 d-element (La, Hf - Hg) innehåller en uppsättning av 14 f-element, lantanider, från Ce till Lu (tecken i svart). Grundämnena La till Lu är kemiskt mycket lika. I kort form P. s. e. lantaniderna ingår i rutan La (eftersom deras dominerande oxidationstillstånd är III) och är listade på en separat rad längst ner i tabellen. Denna teknik är något obekväm, eftersom 14 element så att säga är utanför bordet. Lång- och stegformerna P. av sidan är berövade en liknande brist. e., som väl återspeglar lantaniders särdrag mot bakgrunden av den integrerade strukturen av P. s. e. Periodens egenskaper: 1) i triaden Os - Ir - Pt uppvisar endast osmium oxidationstillstånd VIII; 2) At har en mer uttalad (jämfört med 1) metallisk karaktär; 3) Rn, tydligen (dess kemi är lite studerad), bör vara den mest reaktiva av de inerta gaserna.
Den sjunde perioden, med start från Fr (Z = 87), bör också innehålla 32 element, varav 20 är kända än så länge (före elementet med Z = 106). Fr och Ra - element respektive I a- och II a-undergrupper (s-element), Ac - analog till element III b-undergrupper ( d-element). De nästa 14 elementen, f-element (med Z från 90 till 103), utgör familjen aktinider. I kort form P. s. e. de upptar Ac-cellen och skrivs på en separat rad längst ner i tabellen, liksom lantaniderna, i motsats till vilka de kännetecknas av en betydande variation av oxidationstillstånd. I samband med detta visar serien av lantanider och aktinider påtagliga skillnader i kemiska termer. Studien av grundämnenas kemiska natur med Z = 104 och Z = 105 visade att dessa grundämnen är analoger till hafnium respektive tantal, dvs. d-element, och bör placeras i IV b- och V b-undergrupper. Medlemmar b-undergrupper bör det finnas efterföljande element upp till Z = 112, och sedan (Z = 113-118) visas R-element (III a- VIll a-undergrupper).
P:s teori med. e. I hjärtat av P:s teori om sidan. e. ligger idén om de specifika regelbundenheterna i konstruktionen av elektronskal (lager, nivåer) och subskal (skal, subnivåer) i atomer när Z ökar. e. och resultaten av att studera deras atomspektra. Bohr avslöjade tre väsentliga egenskaper för bildandet av elektroniska konfigurationer av atomer: 1) fyllningen av elektronskal (förutom skal som motsvarar värdena för de viktigaste kvantnummer n= 1 och 2) förekommer inte monotont förrän deras fulla kapacitet, men avbryts av uppkomsten av uppsättningar av elektroner som tillhör skal med stora värden n; 2) liknande typer av elektroniska konfigurationer av atomer upprepas periodiskt; 3) gränserna för perioderna av P. s. e. (med undantag för första och andra) sammanfaller inte med gränserna för successiva elektronskal.
P:s värde med. e. P. s. e. spelat och fortsätter att spela en stor roll i utvecklingen av naturvetenskap. Det var den viktigaste bedriften av atom- och molekylteorin, gjorde det möjligt att ge en modern definition av begreppet "kemiskt element" och att klargöra begreppen enkla ämnen och föreningar. Mönster avslöjade av P. s. e., hade en betydande inverkan på utvecklingen av teorin om strukturen av atomer, bidrog till förklaringen av fenomenet isotoni. TACK. e. En strikt vetenskaplig formulering av problemet med prognoser i kemi är kopplad, vilket manifesterade sig både i förutsägelsen av existensen av okända element och deras egenskaper, och i förutsägelsen av nya funktioner i det kemiska beteendet hos redan upptäckta element. P. s. e. - grunden för kemi, främst oorganisk; det hjälper avsevärt att lösa problem med att syntetisera ämnen med förutbestämda egenskaper, utveckla nya material, särskilt halvledarmaterial, välja specifika katalysatorer för olika kemiska processer, och så vidare. P. s. e. är också den vetenskapliga grunden för undervisning i kemi.
Produktion
D. I. Mendeleevs periodiska system har blivit en viktig milstolpe i utvecklingen av atom- och molekylärvetenskap. Tack vare henne bildades ett modernt koncept av ett kemiskt element, idéer om enkla ämnen och föreningar klargjordes.
Det periodiska systemets prediktiva roll, visad av Mendeleev själv, på 1900-talet manifesterade sig i bedömningen av de kemiska egenskaperna hos transuranelement.
Uppkomsten av det periodiska systemet öppnade en ny, verkligt vetenskaplig era i kemins historia och ett antal relaterade vetenskaper - istället för spridd information om element och föreningar dök ett harmoniskt system upp, på grundval av vilket det blev möjligt att generalisera, dra slutsatser och förutse.
Den periodiska lagen och det periodiska systemet av kemiska grundämnen i ljuset av teorin om atomens struktur
1 mars 1869Formuleringen av den periodiska lagen av D.I. Mendelejev.
Egenskaperna hos enkla ämnen, liksom formerna och egenskaperna hos sammansättningar av element, är i ett periodiskt beroende av storleken på grundämnenas atomvikter.
Redan i slutet av 1800-talet började D.I. Mendeleev skrev att atomen tydligen består av andra mindre partiklar, och den periodiska lagen bekräftar detta.
Den moderna formuleringen av den periodiska lagen.
Egenskaperna hos kemiska element och deras föreningar är i ett periodiskt beroende av storleken på laddningen av kärnorna i deras atomer, vilket uttrycks i den periodiska upprepningen av strukturen hos det yttre valenselektronskalet.
Den periodiska lagen i ljuset av teorin om atomernas struktur
begrepp | fysisk menande | karaktärisering av begreppet |
Kärnladdning | Lika med elementets ordningsnummer | Elementets huvudkaraktär bestämmer de kemiska egenskaperna, eftersom med en ökning av kärnans laddning ökar antalet elektroner i atomen, inklusive på den yttre nivån. Därför förändras egenskaperna |
Periodicitet | Med en ökning av kärnans laddning observeras en periodisk upprepning av strukturen på den yttre nivån, därför ändras egenskaperna periodiskt. (Ytre elektroner är valens) |
Det periodiska systemet i ljuset av teorin om atomens struktur
begrepp | Phys. menande | Begreppets egenskaper |
Serienummer | Lika med antalet protoner i kärnan. Lika med antalet elektroner i en atom. | |
Period | Periodnumret är lika med antalet elektronskal | Horisontell rad av element. 1,2,3 - liten; 4,5,6 - stor; 7 - oavslutat. Det finns bara två element i en period och det kan inte finnas fler. Detta bestäms av formeln N = 2n 2 Varje period börjar med en alkalimetall och slutar med en inert gas. De två första elementen i någon period s är element, de sista sex p är element, mellan dem är d - och f element. I en period från vänster till höger: 1. 2. kärnladdningen ökar 3. mängden energi. nivåer - konstant 4. antal elektroner på den yttre nivån - ökar 5. atomradien - minskar 6. elektronegativiteten ökar. Följaktligen hålls de yttre elektronerna tätare, och de metalliska egenskaperna försvagas, medan de icke-metalliska förstärks. I små perioder sker denna övergång genom 8 element, i stora perioder - genom 18 eller 32. I små perioder ökar valensen från 1 till 7 en gång, i stora perioder - två gånger. På den plats där det finns ett hopp i förändringen i den högsta valensen är perioden uppdelad i två rader. Från period till period sker ett kraftigt hopp i förändringen av egenskaperna hos element, när en ny energinivå uppstår. |
Grupp | Gruppnumret är lika med antalet elektroner i den yttre nivån (för element i huvudundergrupperna) | Vertikal rad av element. Varje grupp är indelad i två undergrupper: huvud- och sekundärgrupp. Huvudundergruppen består av s - ir - element, sekundära -d - och f - element. Undergrupper kombinerar de mest lika elementen. I gruppen, i huvudundergruppen uppifrån och ned: 1. relaterar. atommassan ökar 2. antal elektroner per ext. nivå - ständigt 3. kärnladdningen ökar 4. räkna - i energi. nivåer - ökar 5. atomradien - ökar 6. elektronegativiteten minskar. Följaktligen hålls de yttre elektronerna svagare, och de metalliska egenskaperna hos elementen förbättras, medan de icke-metalliska egenskaperna försvagas. Elementen i vissa undergrupper har namn: 1a grupp - alkalimetaller 2a - alkaliska jordartsmetaller 6a - kalkogener 7a - halogener 8a - inerta gaser (har en färdig yttre nivå) |
Slutsatser:
1. Ju färre elektroner på den yttre nivån och ju större radie atomen har, desto lägre är elektronegativiteten och desto lättare är det att donera yttre elektroner, desto mer uttalade blir de metalliska egenskaperna
Ju fler elektroner i den yttre nivån och ju mindre radie atomen har, desto större är elektronegativiteten och desto lättare är det att acceptera elektroner, desto starkare är de icke-metalliska egenskaperna.
2. För metaller är returen av elektroner karakteristisk, för icke-metaller - mottagning.
Särskild position för vätgas i det periodiska systemet
Väte i det periodiska systemet upptar två celler (i en av dem är det omgivet av parentes) - i grupp 1 och i grupp 7.
Väte är i den första gruppen eftersom det, liksom elementen i den första gruppen, har en elektron i den yttre nivån.
Väte är i den sjunde gruppen eftersom det, liksom elementen i den sjunde gruppen, har tills energin är fullbordad
BETYDELSEN AV DEN PERIODISKA LAGEN
Den periodiska lagens vetenskapliga betydelse. D.I. Mendeleevs liv och arbete
Upptäckten av den periodiska lagen och skapandet av det periodiska systemet av kemiska element är vetenskapens största bedrift på 1800-talet. Experimentell bekräftelse av de relativa atommassorna ändrade av D. I. Mendeleev, upptäckten av element med deras egenskaper, arrangemanget av upptäckta inerta gaser i det periodiska systemet ledde till det universella erkännandet av den periodiska lagen.
Upptäckten av den periodiska lagen ledde till en fortsatt snabb utveckling av kemin: under de kommande trettio åren upptäcktes 20 nya kemiska grundämnen. Den periodiska lagen bidrog till den fortsatta utvecklingen av arbetet med studiet av atomens struktur, som ett resultat av vilket förhållandet mellan atomens struktur och den periodiska förändringen av deras egenskaper fastställdes. Baserat på den periodiska lagen kunde forskare utvinna ämnen med önskade egenskaper för att syntetisera nya kemiska grundämnen. Den periodiska lagen gjorde det möjligt för forskare att bygga hypoteser om utvecklingen av kemiska grundämnen i universum.
D. I. Mendeleevs periodiska lag har allmän vetenskaplig betydelse och är en grundläggande naturlag.
Dmitry Ivanovich Mendeleev föddes 1834 i staden Tobolsk. Efter examen från Tobolsk gymnasium studerade han vid St. Petersburg Pedagogical Institute, som han tog examen med en guldmedalj. Som student började D. I. Mendeleev engagera sig i vetenskaplig forskning. Efter studier tillbringade han två år utomlands i laboratoriet hos den berömda kemisten Robert Bunsen. 1863 valdes han till professor först vid St. Petersburg Technological Institute, och senare vid St. Petersburg University.
Mendeleev genomförde forskning inom området för lösningarnas kemiska natur, gasernas tillstånd och förbränningsvärmen av bränsle. Han var intresserad av olika problem inom jordbruk, gruvdrift, metallurgi, arbetade med problemet med underjordisk bränsleförgasning och studerade oljeaffärer. Det viktigaste resultatet av hans kreativa verksamhet, som gav D. I. Mendeleev världsberömdhet, var upptäckten 1869 av den periodiska lagen och det periodiska systemet för kemiska grundämnen. Han skrev omkring 500 artiklar om kemi, fysik, teknik, ekonomi, geodesi. Han organiserade och var chef för den första ryska mått- och viktkammaren, avslutade början av modern metrologi. Uppfann den allmänna tillståndsekvationen för en idealgas, generaliserade Clapeyrons ekvation (Clapeyron-Mendeleevs ekvation).
Mendeleev levde i 73 år. För sina prestationer valdes han till medlem av 90 utländska vetenskapsakademier och en hedersdoktor vid många universitet. Det 101:a kemiska elementet (Mendelevius) är uppkallat efter hans ära.
Grundämnenas periodiska system hade ett stort inflytande på den efterföljande utvecklingen av kemin. Det var inte bara den första naturliga klassificeringen av de kemiska grundämnena, som visade att de bildar ett sammanhängande system och står i nära förbindelse med varandra, utan var också ett kraftfullt verktyg för vidare forskning.
Vid den tidpunkt då Mendeleev sammanställde sin tabell på grundval av den periodiska lag han hade upptäckt, var många element fortfarande okända. Så till exempel var elementet på fjärde raden okänt. När det gäller atomvikt följde det kalcium, men det kunde inte placeras omedelbart efter kalcium, eftersom det skulle falla i den tredje gruppen, medan fyrvärt bildar den högsta oxiden TiO 2, och för alla andra egenskaper bör det tilldelas den fjärde grupp. Därför hoppade Mendeleev över en cell, det vill säga lämnade ett fritt utrymme mellan kalcium och titan. På samma grund lämnades två fria celler kvar i den femte raden mellan zink och arsenik, nu upptagna av elementen tallium och germanium. Det fanns också tomma platser på andra rader. Mendeleev var inte bara övertygad om att det fortfarande måste finnas okända element som skulle fylla dessa platser, utan också i förvägförutspådde egenskaperna hos sådana element baserat på deras position bland andra element i det periodiska systemet.
En av dem, som i framtiden skulle ta plats mellan kalcium och titan, gav han namnet eka-bor (eftersom dess egenskaper skulle likna bor); de andra två, för vilka det fanns tomma platser i tabellen på femte raden mellan zink och arsenik, kallades eka-aluminium och eka-kisel.
Genom att förutsäga egenskaperna hos dessa okända element skrev Mendeleev: "Jag bestämmer mig för att göra detta så att jag, även om jag med tiden, när en av dessa förutspådda kroppar upptäcks, äntligen kommer att kunna övertyga mig själv och försäkra andra kemister om giltigheten av de antaganden som ligger till grund för det föreslagna systemet av mig."
Under de kommande 15 åren bekräftades Mendeleevs förutsägelser briljant: alla tre förväntade elementen upptäcktes verkligen. Först upptäckte den franske kemisten Lecoq de Boisbaudran ett nytt grundämne som har alla egenskaper hos eca-aluminium; efter det upptäckte Nilson i Sverige, som hade eka-bors egenskaper, och slutligen, några år senare i Tyskland, upptäckte Winkler ett grundämne som han kallade germanium, vilket visade sig vara identiskt med eka-kisel.
För att bedöma den fantastiska noggrannheten i Mendeleevs förutsägelser, låt oss jämföra egenskaperna hos eca-kisel som förutspåddes av honom 1871 med egenskaperna hos germanium som upptäcktes 1886:
|
eca-kisel egenskaper Eka-silikon Es är en smältbar metall som kan förångas i extrem värme Atomvikten för Es är nära 72 Specifik vikt Es ca 5,5 EsO 2 ska vara lätt att återställa Den specifika vikten för EsO 2 kommer att vara nära 4,7 EvCl 4 - en vätska som kokar vid cirka 90 °, dess specifika vikt är nära 1,9 |
germanium egenskaper Atomvikt Ge 72,6 Specifik vikt Ge 5,35 vid 20° GeO 2 reduceras lätt av kol eller väte till metall Specifik vikt för GeO2 4,703 vid 18° GeCl 4 - vätska som kokar vid 83 °, dess specifika vikt är 1,88 vid 18 ° |
|||
Upptäckten av gallium, scandium och germanium var den periodiska lagens största triumf. Hela världen började prata om den ryske kemistens teoretiska förutsägelser som hade gått i uppfyllelse och om hans periodiska lag, som efter det fick universellt erkännande.
Mendeleev själv hälsade dessa upptäckter med djup tillfredsställelse. ”Medan han skrev 1871 en artikel om tillämpningen av periodisk lag för att bestämma egenskaperna hos element som ännu inte upptäckts, sa han, jag trodde inte att jag skulle leva för att rättfärdiga denna konsekvens av den periodiska lagen, men verkligheten svarade annorlunda. Tre element beskrevs av mig: ecabor, ecaaluminum och ecasilicium, och på mindre än 20 år hade jag den största glädjen att se alla tre öppna ... ".
Det periodiska systemet var också av stor betydelse för att lösa problemet med valens och atomvikter för vissa grundämnen. Så till exempel ansågs elementet under lång tid vara en analog av aluminium, och dess oxid tilldelades formeln Be 2 O 3. Genom analys visade det sig att i berylliumoxid står 16 viktdelar syre för 9 vikt. inklusive beryllium. Men eftersom de flyktiga föreningarna av beryllium inte var kända, var det inte möjligt att bestämma den exakta atomvikten för detta element. Baserat på den procentuella sammansättningen och den föreslagna formeln för berylliumoxid ansågs dess atomvikt lika med 13,5. Det periodiska systemet visade att det bara finns ett ställe för beryllium i tabellen, nämligen ovanför magnesium, så att dess oxid måste ha formeln BeO, varav berylliums atomvikt är nio. Denna slutsats bekräftades snart av bestämningar av berylliumklorids ångdensitet, vilket gjorde det möjligt att beräkna atomvikten för beryllium.
På samma sätt gav det periodiska systemet impulser till korrigeringen av atomvikterna för vissa sällsynta grundämnen. Till exempel tilldelades cesium tidigare en atomvikt på 123,4. Mendeleev, som ordnade grundämnena i en tabell, fann att cesium, enligt dess egenskaper, borde finnas i den vänstra kolumnen i den första gruppen under rubidium och därför kommer att ha en atomvikt på cirka 130. De senaste definitionerna visar att atomvikten av cesium är 132,91.
Inledningsvis möttes han väldigt kallt och vantroget. När Mendeleev, förlitande på sin upptäckt, ifrågasatte ett antal experimentella data om atomvikter och bestämde sig för att förutsäga existensen och egenskaperna hos element som ännu inte upptäckts, reagerade många kemister på hans djärva uttalanden med oförställt förakt. Så till exempel skrev L. Meyer 1870 om den periodiska lagen: "Det skulle vara bråttom att ändra de hittills accepterade atomvikterna på så skakiga grunder."
Men efter att Mendeleevs förutsägelser bekräftats och fått universellt erkännande, gjordes försök i ett antal länder att utmana Mendeleevs företräde och tillskriva upptäckten av den periodiska lagen till andra vetenskapsmän.
I protest mot sådana försök skrev Mendeleev: "Godkännandet av en lag är endast möjligt med hjälp av att härleda konsekvenser från den, utan vilka det är omöjligt och inte förväntat, och att motivera dessa konsekvenser i experimentell verifiering. Det är därför jag, efter att ha sett, för min del (1869-1871) därav härledde sådana logiska konsekvenser som kunde visa om det var sant eller inte. Utan en sådan testmetod kan ingen naturlag fastställas. Varken Chancourtois, som fransmännen tillskriver rätten att upptäcka den periodiska lagen, eller Newlands, som britterna lade fram, eller L. Meyer, som andra har citerat som grundaren av den periodiska lagen, vågade förutsäga egenskaper hos oupptäckta element, att ändra "atomernas accepterade vikter" och i allmänhet betrakta den periodiska lagen som en ny, strikt etablerad naturlag, kapabel att täcka hittills ogeneraliserade fakta, som jag gjorde från allra första början (1869).
Upptäckten av den periodiska lagen och skapandet av ett system av kemiska grundämnen var av stor betydelse inte bara för kemi och andra naturvetenskaper, utan också för filosofin, för hela vår förståelse av världen. Genom att avslöja förhållandet mellan egenskaperna hos kemiska grundämnen och kvantiteten i deras atomer, var den periodiska lagen en lysande bekräftelse på den universella lagen om naturens utveckling, lagen om övergången av kvantitet till kvalitet.
Innan Mendeleev grupperade kemister grundämnen efter deras kemiska likhet och försökte bara sammanföra liknande grundämnen. Mendeleev närmade sig övervägandet av element på ett helt annat sätt. Han gick in på vägen för konvergens av olika element och placerade bredvid honom kemiskt olika element som hade nära värden på atomvikter. Det var denna jämförelse som gjorde det möjligt att avslöja ett djupt organiskt samband mellan alla grundämnen och ledde till upptäckten av den periodiska lagen.
