Ancienne et nouvelle formulation de la loi périodique de Mendeleïev. Loi périodique et système périodique

Loi périodique des éléments chimiques- une loi fondamentale de la nature, reflétant le changement périodique des propriétés des éléments chimiques à mesure que les charges des noyaux de leurs atomes augmentent. Ouvert le 1er mars (17 février, style ancien) 1869 D.I. Mendeleïev. Ce jour-là, il a dressé un tableau intitulé « Expérience d'un système d'éléments basé sur leur poids atomique et leur similitude chimique ». La formulation finale de la loi périodique fut donnée par Mendeleïev en juillet 1871. Elle se lisait comme suit :

« Les propriétés des éléments, et donc les propriétés des corps simples et complexes qu’ils forment, dépendent périodiquement de leur poids atomique. »

La formulation de Mendeleïev de la loi périodique existe dans la science depuis un peu plus de 40 ans. Il a été révisé en raison de réalisations exceptionnelles en physique, principalement le développement du modèle nucléaire de l'atome (voir Atome). Il s'est avéré que la charge du noyau d'un atome (Z) est numériquement égale au numéro de série de l'élément correspondant dans le tableau périodique et que le remplissage des coques et sous-couches électroniques des atomes, en fonction de Z, se produit de telle manière une manière dont des configurations électroniques similaires d'atomes se répètent périodiquement (voir Système périodique d'éléments chimiques). Par conséquent, la formulation moderne de la loi périodique est la suivante : les propriétés des éléments, des substances simples et de leurs composés dépendent périodiquement des charges des noyaux atomiques.
Contrairement à d’autres lois fondamentales de la nature, telles que la loi de la gravitation universelle ou la loi d’équivalence de la masse et de l’énergie, la loi périodique ne peut être écrite sous la forme d’une équation ou d’une formule générale. Son reflet visuel est le tableau périodique des éléments. Cependant, Mendeleïev lui-même et d'autres scientifiques ont tenté de trouver équation mathématique de la loi périodique des éléments chimiques. Ces tentatives n’ont été couronnées de succès qu’après le développement de la théorie de la structure atomique. Mais ils ne concernent que l'établissement de la dépendance quantitative de l'ordre de répartition des électrons dans les couches et sous-couches vis-à-vis des charges des noyaux atomiques.
Ainsi, en résolvant l'équation de Schrödinger, on peut calculer la répartition des électrons dans les atomes avec différentes valeurs Z. Par conséquent, l'équation de base de la mécanique quantique est, pour ainsi dire, l'une des expressions quantitatives de la loi périodique.
Ou, par exemple, une autre équation : Z„, = „+,Z - - (21 + 1)2 - >n,(2t + 1) +
1
+ m„où „+,Z = - (n + 1+ 1)" +
+(+1+ 1. 2k(p+O 1
2 2 6
Malgré son encombrement, ce n'est pas si difficile. Les lettres u, 1, t et m ne sont rien de plus que les nombres quantiques principaux, orbitaux, magnétiques et de spin (voir Atome). L'équation permet de calculer à quelle valeur de Z (le numéro atomique d'un élément) un électron apparaît dans un atome dont l'état est décrit par une combinaison donnée de quatre nombres quantiques. En substituant les combinaisons possibles de u, 1, m et m dans cette équation, nous obtenons un ensemble de différentes valeurs de Z. Si ces valeurs sont disposées dans la séquence des nombres naturels 1, 2, 3, 4, 5, ..., puis, à leur tour, un schéma clair est obtenu pour construire les configurations électroniques des atomes à mesure que Z augmente. Ainsi, cette équation est aussi une sorte d'expression quantitative de la loi périodique. Essayez de résoudre vous-même cette équation pour tous les éléments du tableau périodique (vous apprendrez comment les valeurs de u, 1 ; m et m sont liées les unes aux autres dans l'article Atome).

La loi périodique est une loi universelle pour tout l'Univers. Il a du pouvoir partout où existent des atomes. Mais les structures électroniques des atomes ne sont pas les seules à changer périodiquement. La structure et les propriétés des noyaux atomiques obéissent également à une loi périodique particulière. Dans les noyaux constitués de neutrons et de protons, il existe des coquilles de neutrons et de protons dont le remplissage est périodique. Il existe même des tentatives connues pour construire un système périodique de noyaux atomiques.

: comme l'a noté au sens figuré le célèbre chimiste russe N.D. Zelinsky, la loi périodique était « la découverte de la connexion mutuelle de tous les atomes de l'univers ».

Histoire

La recherche des bases de la classification naturelle et de la systématisation des éléments chimiques a commencé bien avant la découverte de la loi périodique. Les difficultés rencontrées par les naturalistes qui furent les premiers à travailler dans ce domaine étaient dues à des données expérimentales insuffisantes : au début du XIXe siècle, le nombre d'éléments chimiques connus était faible, et les valeurs acceptées des masses atomiques de nombreux éléments étaient incorrects.

Triades de Döbereiner et premiers systèmes d'éléments

Au début des années 60 du XIXe siècle, paraissent plusieurs ouvrages qui précèdent immédiatement la Loi Périodique.

Spirale de Chancourtois

Octaves de Newlands

Tableau Newlands (1866)

Peu de temps après la spirale de Chancourtois, le scientifique anglais John Newlands tenta de comparer les propriétés chimiques des éléments avec leurs masses atomiques. En organisant les éléments par ordre de masse atomique croissante, Newlands a remarqué que des similitudes dans les propriétés apparaissaient entre un élément sur huit. Newlands a appelé le modèle trouvé la loi des octaves par analogie avec les sept intervalles de la gamme musicale. Dans son tableau, il a disposé les éléments chimiques en groupes verticaux de sept éléments chacun et a en même temps découvert que (avec un léger changement dans l'ordre de certains éléments) des éléments ayant des propriétés chimiques similaires se retrouvaient sur la même ligne horizontale.

John Newlands fut, bien entendu, le premier à donner une série d'éléments classés par ordre de masses atomiques croissantes, à attribuer le numéro atomique correspondant aux éléments chimiques et à remarquer la relation systématique entre cet ordre et les propriétés physico-chimiques des éléments. Il a écrit que dans une telle séquence, les propriétés des éléments sont répétées, dont les poids équivalents (masse) diffèrent de 7 unités, ou d'une valeur multiple de 7, c'est-à-dire comme si le huitième élément dans l'ordre répétait les propriétés de la première, comme en musique, la croche se répète en premier. Newlands a essayé de donner à cette dépendance, qui se produit effectivement pour les éléments légers, un caractère universel. Dans son tableau, des éléments similaires étaient situés dans des rangées horizontales, mais dans la même rangée il y avait souvent des éléments de propriétés complètement différentes. De plus, Newlands a été contraint de placer deux éléments dans certaines cellules ; enfin, la table ne contenait aucun siège vide ; En conséquence, la loi des octaves a été acceptée avec un extrême scepticisme.

Tables Odling et Meyer

Manifestations de la loi périodique en relation avec l'énergie d'affinité électronique

La périodicité des énergies d'affinité électronique des atomes s'explique naturellement par les mêmes facteurs qui ont déjà été notés lors de l'examen des potentiels d'ionisation (voir la définition de l'énergie d'affinité électronique).

Ils ont la plus grande affinité électronique p-éléments du groupe VII. L'affinité électronique la plus faible concerne les atomes de configuration s² ( , , ) et s²p 6 ( , ) ou à moitié remplis p-orbitales ( , , ):

Manifestations de la loi périodique concernant l'électronégativité

À proprement parler, un élément ne peut pas se voir attribuer une électronégativité constante. L'électronégativité d'un atome dépend de nombreux facteurs, notamment de l'état de valence de l'atome, de l'état d'oxydation formel, du numéro de coordination, de la nature des ligands qui composent l'environnement de l'atome dans le système moléculaire, et quelques autres. Récemment, ce qu'on appelle l'électronégativité orbitale est de plus en plus utilisée pour caractériser l'électronégativité, en fonction du type d'orbitale atomique impliquée dans la formation d'une liaison et de sa population électronique, c'est-à-dire selon que l'orbitale atomique est occupée par une seule paire d'électrons, occupé seul par un électron non apparié, ou est vacant. Mais, malgré les difficultés connues dans l'interprétation et la définition de l'électronégativité, elle reste toujours nécessaire pour une description qualitative et une prédiction de la nature des liaisons dans un système moléculaire, y compris l'énergie de liaison, la distribution des charges électroniques et le degré d'ionicité, la constante de force, etc.

La périodicité de l'électronégativité atomique est une composante importante de la loi périodique et peut facilement être expliquée sur la base de la dépendance immuable, bien que pas tout à fait sans ambiguïté, des valeurs d'électronégativité sur les valeurs correspondantes des énergies d'ionisation et des affinités électroniques.

Au cours des périodes, il existe une tendance générale à l'augmentation de l'électronégativité et à une diminution dans les sous-groupes. L'électronégativité la plus faible concerne les éléments s du groupe I, la plus élevée pour les éléments p du groupe VII.

Manifestations de la loi périodique en relation avec les rayons atomiques et ioniques

Riz. 4 Dépendance des rayons orbitaux des atomes sur le numéro atomique de l'élément.

La nature périodique des changements de taille des atomes et des ions est connue depuis longtemps. La difficulté ici est qu’en raison de la nature ondulatoire du mouvement électronique, les atomes n’ont pas de tailles strictement définies. Étant donné qu'il est impossible de déterminer directement les tailles absolues (rayons) des atomes isolés, leurs valeurs empiriques sont souvent utilisées dans ce cas. Ils sont obtenus à partir des distances internucléaires mesurées dans les cristaux et les molécules libres, divisant chaque distance internucléaire en deux parties et assimilant l'une d'elles au rayon du premier (des deux reliés par une liaison chimique correspondante) atome, et l'autre au rayon de le deuxième atome. Cette séparation prend en compte divers facteurs, dont la nature de la liaison chimique, l'état d'oxydation des deux atomes liés, la nature de la coordination de chacun d'eux, etc. De cette manière, on obtient les rayons dits métalliques, covalents, ioniques et de van der Waals. Les rayons de Van der Waals doivent être considérés comme les rayons des atomes non liés ; on les trouve par des distances internucléaires dans des solides ou des liquides où les atomes sont très proches les uns des autres (par exemple, des atomes dans l'argon solide ou des atomes de deux molécules N 2 adjacentes dans l'azote solide) mais ne sont reliés par aucune liaison chimique.

Mais, évidemment, la meilleure description de la taille effective d’un atome isolé est la position théoriquement calculée (distance du noyau) du maximum principal de la densité de charge de ses électrons externes. C'est ce qu'on appelle le rayon orbital de l'atome. La périodicité du changement des valeurs des rayons atomiques orbitaux en fonction du numéro atomique de l'élément se manifeste assez clairement (voir Fig. 4), et les points principaux ici sont la présence de maxima très prononcés correspondant aux atomes d'alcali les métaux, et les mêmes minima correspondant aux gaz rares. La diminution des valeurs des rayons atomiques orbitaux lors de la transition d'un métal alcalin au gaz noble correspondant (le plus proche) est, à l'exception de la série -, de nature non monotone, notamment lorsque des familles d'éléments de transition (métaux ) et des lanthanides ou actinides apparaissent entre le métal alcalin et le gaz rare. Sur de longues périodes dans les familles d- Et F-éléments, une diminution moins forte des rayons est observée, puisque le remplissage des orbitales avec des électrons se produit dans la couche pré-externe. Dans les sous-groupes d'éléments, les rayons des atomes et des ions du même type augmentent généralement.

Manifestations de la loi périodique en relation avec l'énergie d'atomisation

Il convient de souligner que l'état d'oxydation d'un élément, étant une caractéristique formelle, ne donne une idée ni des charges effectives des atomes de cet élément dans le composé ni de la valence des atomes, bien que l'état d'oxydation soit souvent appelée valence formelle. De nombreux éléments sont capables de présenter non pas un, mais plusieurs états d’oxydation différents. Par exemple, pour le chlore, tous les états d'oxydation sont connus de -1 à +7, bien que les états pairs soient très instables, et pour le manganèse, de +2 à +7. Les valeurs les plus élevées de l'état d'oxydation changent périodiquement en fonction du numéro atomique de l'élément, mais cette périodicité est complexe. Dans le cas le plus simple, dans la série d'éléments allant d'un métal alcalin à un gaz rare, l'état d'oxydation le plus élevé passe de +1 (F) à +8 (O4). Dans d'autres cas, le degré d'oxydation le plus élevé du gaz rare est inférieur (+4 F 4) à celui de l'halogène précédent (+7 O 4 −). Ainsi, sur la courbe de dépendance périodique du degré d'oxydation le plus élevé sur le numéro atomique d'un élément, les maxima tombent soit sur le gaz rare, soit sur l'halogène qui le précède (les minima toujours sur le métal alcalin). L'exception est la série -, dans laquelle les états d'oxydation élevés ne sont généralement inconnus ni pour l'halogène () ni pour le gaz rare (), et le membre intermédiaire de la série, l'azote, a la valeur la plus élevée de l'état d'oxydation le plus élevé ; par conséquent, dans la série - le changement de l'état d'oxydation le plus élevé s'avère passer par un maximum. En général, l'augmentation du degré d'oxydation le plus élevé dans la série d'éléments d'un métal alcalin à un halogène ou à un gaz rare ne se produit pas de manière monotone, principalement en raison de la manifestation d'états d'oxydation élevés par les métaux de transition. Par exemple, l'augmentation de l'état d'oxydation le plus élevé de la série - de +1 à +8 est « compliquée » par le fait que des états d'oxydation aussi élevés que +6 (O 3), +7 (2 O 7), + sont connu pour le molybdène, le technétium et le ruthénium 8(O4).

Manifestations de la loi périodique en relation avec le potentiel oxydatif

L’une des caractéristiques très importantes d’une substance simple est son potentiel d’oxydation, qui reflète la capacité fondamentale d’une substance simple à interagir avec des solutions aqueuses, ainsi que les propriétés rédox qu’elle présente. L'évolution des potentiels d'oxydation des substances simples en fonction du numéro atomique de l'élément est également périodique. Mais il convient de garder à l’esprit que le potentiel oxydant d’une substance simple est influencé par divers facteurs, qui doivent parfois être pris en compte individuellement. Par conséquent, la périodicité des changements de potentiels d’oxydation doit être interprétée avec beaucoup de prudence.

Il est possible de détecter certaines séquences spécifiques dans les modifications des potentiels d'oxydation de substances simples. En particulier, dans la série des métaux, lors du passage des éléments alcalins aux éléments qui les suivent, une diminution des potentiels d'oxydation se produit (+ (aq), etc. - cation hydraté) :

Cela s'explique facilement par une augmentation de l'énergie d'ionisation des atomes avec une augmentation du nombre d'électrons de valence retirés. Par conséquent, sur la courbe de dépendance des potentiels d'oxydation des substances simples sur le numéro atomique de l'élément, il existe des maxima correspondant aux métaux alcalins. Mais ce n’est pas la seule raison des changements dans les potentiels d’oxydation des substances simples.

Périodicité interne et secondaire

s- Et R.-éléments

Les tendances générales dans la nature des changements dans les valeurs de l'énergie d'ionisation des atomes, de l'énergie d'affinité électronique des atomes, de l'électronégativité, des rayons atomiques et ioniques, de l'énergie d'atomisation des substances simples, de l'état d'oxydation, des potentiels d'oxydation des substances simples en fonction de l'atome Le numéro de l’élément est discuté ci-dessus. Avec une étude plus approfondie de ces tendances, on peut constater que les modèles de changements dans les propriétés des éléments au cours des périodes et des groupes sont beaucoup plus complexes. Dans la nature des changements dans les propriétés des éléments au cours d'une période, une périodicité interne se manifeste et dans un groupe - une périodicité secondaire (découverte par E.V. Biron en 1915).

Ainsi, en passant d'un s-élément du groupe I à R.-l'élément du groupe VIII a des maxima et des minima internes sur la courbe d'énergie d'ionisation atomique et la courbe de variation de leurs rayons (voir Fig. 1, 2, 4).

Ceci indique le caractère périodique interne de l’évolution de ces propriétés au cours de la période. Une explication des modèles notés peut être donnée en utilisant le concept de blindage central.

L'effet de protection du noyau est dû aux électrons des couches internes qui, en protégeant le noyau, affaiblissent l'attraction de l'électron externe vers lui. Ainsi, lors du passage du béryllium 4 au bore 5, malgré l'augmentation de la charge nucléaire, l'énergie d'ionisation des atomes diminue :

Riz. 5 Schéma de la structure des derniers niveaux du béryllium, 9,32 eV (à gauche) et du bore, 8,29 eV (à droite)

Ceci s'explique par le fait que l'attraction vers le noyau 14h-l'électron de l'atome de bore est affaibli en raison de l'effet écran 2s-des électrons.

Il est clair que le blindage du noyau augmente avec le nombre de couches électroniques internes. Ainsi, en sous-groupes s- Et R.-éléments il y a une tendance à une diminution de l'énergie d'ionisation des atomes (voir Fig. 1).

La diminution de l'énergie d'ionisation de l'azote 7 N à l'oxygène 8 O (voir Fig. 1) s'explique par la répulsion mutuelle de deux électrons de même orbitale :

Riz. 6 Schéma de la structure des derniers niveaux d'azote, 14,53 eV (à gauche) et d'oxygène, 13,62 eV (à droite)

L'effet d'écrantage et de répulsion mutuelle des électrons d'une orbitale explique également la nature périodique interne du changement des rayons atomiques au cours de la période (voir Fig. 4).

Riz. 7 Dépendance périodique secondaire des rayons des atomes des orbitales p externes sur le numéro atomique

Riz. 8 Dépendance périodique secondaire de la première énergie d'ionisation des atomes sur le numéro atomique

Riz. 9 Distribution radiale de la densité électronique dans l'atome de sodium

Dans la nature des changements de propriétés s- Et R.-éléments dans les sous-groupes, une périodicité secondaire est clairement observée (Fig. 7). Pour l'expliquer, on utilise l'idée de la pénétration des électrons dans le noyau. Comme le montre la figure 9, un électron de n'importe quelle orbitale reste dans une région proche du noyau pendant un certain temps. En d’autres termes, les électrons externes pénètrent dans le noyau à travers des couches d’électrons internes. Comme le montre la figure 9, externe 3 s-l'électron de l'atome de sodium a une probabilité très importante d'être situé à proximité du noyau dans la région interne À- Et L-couches électroniques.

La concentration de densité électronique (le degré de pénétration électronique) pour le même nombre quantique principal est la plus élevée pour s-électron, moins - pour R.-électron, encore moins - pour d-électron, etc. Par exemple, avec n = 3, le degré de pénétration diminue dans la séquence 3 s>3p>3d(voir fig. 10).

Riz. 10 Distribution radiale de la probabilité de trouver un électron (densité électronique) à distance r du noyau

Il est clair que l’effet de pénétration augmente la force de la liaison entre les électrons externes et le noyau. En raison d'une pénétration plus profonde s-les électrons protègent le noyau dans une plus grande mesure que R.-électrons, et ces derniers sont plus forts que d-électrons, etc.

En utilisant l'idée de pénétration électronique dans le noyau, considérons la nature du changement du rayon des atomes des éléments du sous-groupe du carbone. Dans la série - - - - il existe une tendance générale à l'augmentation du rayon atomique (voir Fig. 4, 7). Toutefois, cette augmentation n’est pas monotone. En passant de Si à Ge, externe R.-les électrons pénètrent à travers un écran de dix 3 d-électrons et ainsi renforcer la liaison avec le noyau et comprimer la couche électronique de l'atome. Réduction de taille 6 p-orbitales de Pb comparées à 5 R.-le Sn orbital est dû à la pénétration 6 p-électrons sous double écran dix 5 d-électrons et quatorze 4 F-des électrons. Ceci explique également la non-monotonicité du changement d'énergie d'ionisation des atomes de la série C-Pb et sa plus grande valeur pour le Pb par rapport à l'atome de Sn (voir Fig. 1).

d-Éléments

Dans la couche externe des atomes d-éléments (à l'exception de ) il y a 1-2 électrons ( ns-État). Les électrons de valence restants sont situés dans (n-1) d-état, c'est-à-dire dans la couche pré-externe.

Cette structure des couches électroniques des atomes détermine certaines propriétés générales d-éléments. Ainsi, leurs atomes sont caractérisés par des valeurs relativement faibles de la première énergie d'ionisation. Comme le montre la figure 1, la nature du changement dans l'énergie d'ionisation des atomes au cours de la période de la série d-les éléments sont plus lisses que dans une rangée s- Et p-éléments. En déménageant de d-élément du groupe III à d-pour un élément du groupe II, les valeurs de l'énergie d'ionisation changent de manière non monotone. Ainsi, dans la section de la courbe (Fig. 1), deux zones sont visibles, correspondant à l'énergie d'ionisation des atomes dans laquelle le d-orbitales d'un et deux électrons. Remplissage 3 d-des orbitales avec un électron chacune se terminant en (3d 5 4s 2), ce qui est marqué par une légère augmentation de la stabilité relative de la configuration 4s 2 due à la pénétration des électrons 4s 2 sous l'écran de la configuration 3d 5. La valeur d'énergie d'ionisation la plus élevée est (3d 10 4s 2), ce qui correspond à l'achèvement complet de 3 d-sous-couche et stabilisation de la paire électronique grâce à la pénétration sous l'écran 3 d 10 - configurations.

En sous-groupes d-éléments, les valeurs d'énergie d'ionisation des atomes augmentent généralement. Cela peut s'expliquer par l'effet de la pénétration des électrons dans le noyau. Alors, si vous d-éléments de la 4ème période externe 4 s-les électrons pénètrent sous l'écran 3 d-électrons, alors les éléments de la 6ème période ont 6 externe s-les électrons pénètrent déjà sous le double écran 5 d- et 4 F-des électrons. Par exemple:

Donc d-éléments de la 6ème période externe b s-Les électrons sont liés plus fermement au noyau et, par conséquent, l'énergie d'ionisation des atomes est supérieure à celle de d-éléments de la 4ème période.

Tailles atomiques d-les éléments sont intermédiaires entre les tailles atomiques s- Et p-des éléments d'une période donnée. Le changement des rayons de leurs atomes au cours de la période est plus fluide que pour s- Et p-éléments.

En sous-groupes d-éléments, les rayons atomiques augmentent généralement. Il est important de noter la caractéristique suivante : une augmentation des rayons atomiques et ioniques dans les sous-groupes d-éléments correspond principalement au passage de l'élément de la 4ème à l'élément de la 5ème période. Les rayons d'atomes correspondants d-les éléments des 5ème et 6ème périodes de ce sous-groupe sont approximativement les mêmes. Ceci s'explique par le fait que l'augmentation des rayons due à une augmentation du nombre de couches électroniques lors du passage de la 5ème à la 6ème période est compensée F-compression causée par le remplissage d'électrons 4 F-sous-couche F-éléments de la 6ème période. Dans ce cas F-la compression s'appelle lanthanide. Avec des configurations électroniques similaires des couches externes et approximativement les mêmes tailles d'atomes et d'ions pour d-les éléments des 5ème et 6ème périodes de ce sous-groupe se caractérisent par une similitude particulière de propriétés.

Les éléments du sous-groupe scandium n'obéissent pas aux modèles notés. Ce sous-groupe est caractérisé par des modèles caractéristiques des sous-groupes voisins s-éléments.

La loi périodique est la base de la systématique chimique

voir également

Remarques

Littérature

1. Akhmetov N.S. Problèmes actuels au cours de la chimie inorganique. - M. : Éducation, 1991. - 224 pp. - ISBN 5-09-002630-0
2. Korolkov D.V. Fondamentaux de la chimie inorganique. - M. : Éducation, 1982. - 271 p.
3. Mendeleïev D. I. Fondements de la chimie, tome 2. M. : Goskhimizdat, 1947. 389 p.
4. Mendeleïev D.I.// Dictionnaire encyclopédique de Brockhaus et Efron : En 86 volumes (82 volumes et 4 supplémentaires). - Saint-Pétersbourg. , 1890-1907.

Cette leçon examine la loi périodique et le tableau périodique des éléments chimiques de D.I. Mendeleïev à la lumière de la théorie de la structure atomique. Les concepts suivants sont expliqués : la formulation moderne de la loi périodique, la signification physique des périodes et des nombres de groupes, les raisons de la périodicité des changements dans les caractéristiques et les propriétés des atomes d'éléments et de leurs composés à l'aide d'exemples de petites et grandes périodes. , les principaux sous-groupes, la signification physique de la loi périodique, les caractéristiques générales de l'élément et les propriétés de ses composés en fonction de la position d'un élément dans le tableau périodique.

Sujet : Structure de l'atome. Loi périodique

Leçon : Loi périodique et système périodique des éléments chimiques D.I. Mendeleïev

Au cours de la formation de la science chimique, les scientifiques ont tenté de systématiser les informations sur plusieurs dizaines connues à cette époque. Ce problème fascinait également D.I. Mendeleïev. Il recherchait des modèles et des relations qui couvriraient tous les éléments, et pas seulement certains d'entre eux. Mendeleïev considérait que la caractéristique la plus importante d’un élément était la masse de son atome. Après avoir analysé toutes les informations connues à l'époque sur les éléments chimiques et les avoir classés par ordre croissant de leurs masses atomiques, il formula en 1869 la loi périodique.

Énoncé de la loi : les propriétés des éléments chimiques, des substances simples, ainsi que la composition et les propriétés des composés dépendent périodiquement de la valeur des masses atomiques.

À l’époque où fut formulée la loi périodique, la structure de l’atome et l’existence de particules élémentaires n’étaient pas encore connues. Il a également été établi par la suite que les propriétés d'une substance ne dépendent pas des masses atomiques, comme le supposait Mendeleïev. Bien que, sans cette information, D.I. Mendeleïev n'ait commis aucune erreur dans son tableau.

Après la découverte de Moseley, qui a établi expérimentalement que la charge du noyau d'un atome coïncide avec le numéro de série de l'élément chimique indiqué par Mendeleev dans son tableau, des modifications ont été apportées à la formulation de sa loi.

Formulation moderne de la loi: les propriétés des éléments chimiques, des substances simples, ainsi que la composition et les propriétés des composés dépendent périodiquement des valeurs des charges des noyaux atomiques.

Riz. 1. L'expression graphique de la loi périodique est le Tableau périodique des éléments chimiques de D. I. Mendeleev

Riz. 2. Considérons la notation qui y est adoptée en utilisant l'exemple du rubidium

Dans chaque cellule correspondant à un élément, sont présentés : le symbole chimique, le nom, le numéro d'ordre correspondant au nombre de protons dans l'atome, la masse atomique relative. Le nombre d'électrons dans un atome correspond au nombre de protons. Le nombre de neutrons dans un atome peut être déterminé par la différence entre la masse atomique relative et le nombre de protons, c'est-à-dire le numéro atomique.

N(n 0 ) = Un r - Z

Quantité relative ordinale

nombre d'éléments de la masse atomique des neutrons

Par exemple, pour l'isotope du chlore 35 Cl le nombre de neutrons est : 35-17= 18

Les composants du tableau périodique sont groupes et périodes.

Le tableau périodique contient huit groupes d'éléments. Chaque groupe est composé de deux sous-groupes : principal et secondaire. Les principaux sont indiqués par la lettre UN, et ceux de côté - avec une lettre b. Le sous-groupe principal contient plus d'éléments que le sous-groupe secondaire. Le sous-groupe principal contient les éléments s et p, le sous-groupe secondaire contient les éléments d.

Groupe- une colonne du tableau périodique qui combine des éléments chimiques chimiquement similaires en raison de configurations électroniques similaires de la couche de valence. C’est le principe fondamental de la construction du tableau périodique. Considérons ceci comme un exemple des éléments des deux premiers groupes.

Tableau 1

Le tableau montre que les éléments du premier groupe du sous-groupe principal ont un électron de valence. Les éléments du deuxième groupe du sous-groupe principal ont deux électrons de valence.

Certains sous-groupes principaux ont leurs propres noms spéciaux :

Tableau 2

Une chaîne appelée période est une séquence d'éléments disposés par ordre de charge croissante sur leurs noyaux, commençant par un métal alcalin (ou hydrogène) et se terminant par un gaz rare.

Nombre la période est égale nombre de niveaux électroniques dans un atome.

Il existe deux options principales pour représenter le système périodique : la période longue, dans laquelle on distingue 18 groupes (Fig. 3) et la période courte, dans laquelle il y a 8 groupes, mais la notion de sous-groupes principaux et secondaires est introduite (Fig. . 1).

Devoirs

1. N° 3-5 (p. 22) Rudzitis G.E. Chimie. Fondamentaux de chimie générale. 11e année : manuel pour les établissements d'enseignement général : niveau de base / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - 14e éd. - M. : Éducation, 2012.

2. Comparez la configuration électronique des atomes de carbone et de silicium. Quels états de valence et d’oxydation peuvent-ils présenter dans les composés chimiques ? Donnez des formules pour les composés de ces éléments avec l'hydrogène. Donnez les formules de leurs composés avec l'oxygène au degré d'oxydation le plus élevé.

3. Écrivez les formules électroniques des enveloppes externes des éléments suivants : 14 Si, 15 P, 16 S, 17 Cl, 34 Se, 52 Te. Trois éléments de cette série sont des analogues chimiques (présentent des propriétés chimiques similaires). Quels sont ces éléments ?

Loi périodique D.I. Mendeleïev et le tableau périodique des éléments chimiques est d'une grande importance dans le développement de la chimie. Revenons en 1871, lorsque le professeur de chimie D.I. Mendeleïev, après de nombreux essais et erreurs, est arrivé à la conclusion que "... les propriétés des éléments, et donc les propriétés des corps simples et complexes qu'ils forment, dépendent périodiquement de leur poids atomique." La périodicité des changements dans les propriétés des éléments est due à la répétition périodique de la configuration électronique de la couche électronique externe avec une augmentation de la charge du noyau.

Formulation moderne de la loi périodique est-ce:

"Les propriétés des éléments chimiques (c'est-à-dire les propriétés et la forme des composés qu'ils forment) dépendent périodiquement de la charge du noyau des atomes des éléments chimiques."

En enseignant la chimie, Mendeleïev a compris que se souvenir des propriétés individuelles de chaque élément posait des difficultés aux étudiants. Il a commencé à chercher des moyens de créer une méthode systématique pour faciliter la mémorisation des propriétés des éléments. Le résultat fut table naturelle, plus tard, il est devenu connu sous le nom périodique.

Notre tableau moderne est très similaire au tableau périodique. Regardons-le de plus près.

Tableau de Mendeleïev

Le tableau périodique de Mendeleev se compose de 8 groupes et 7 périodes.

Les colonnes verticales d'un tableau sont appelées groupes . Les éléments de chaque groupe ont des propriétés chimiques et physiques similaires. Cela s'explique par le fait que les éléments d'un même groupe ont des configurations électroniques similaires de la couche externe, dont le nombre d'électrons est égal au numéro de groupe. Dans ce cas, le groupe est divisé en sous-groupes principaux et secondaires.

DANS Principaux sous-groupes comprend des éléments dont les électrons de valence sont situés sur les sous-niveaux externes ns et np. DANS Sous-groupes latéraux comprend des éléments dont les électrons de valence sont situés sur le sous-niveau ns externe et le sous-niveau interne (n - 1) d (ou (n - 2) f-sous-niveau).

Tous les éléments dans tableau périodique , selon le sous-niveau (s-, p-, d- ou f-) les électrons de valence sont classés en : éléments s (éléments des sous-groupes principaux des groupes I et II), éléments p (éléments des sous-groupes principaux III - Groupes VII), éléments d (éléments des sous-groupes latéraux), éléments f (lanthanides, actinides).

La valence la plus élevée d'un élément (à l'exception des éléments O, F, du sous-groupe du cuivre et du groupe huit) est égale au numéro du groupe dans lequel il se trouve.

Pour les éléments des sous-groupes principaux et secondaires, les formules des oxydes supérieurs (et de leurs hydrates) sont les mêmes. Dans les principaux sous-groupes, la composition des composés hydrogènes est la même pour les éléments de ce groupe. Les hydrures solides forment des éléments des principaux sous-groupes des groupes I à III, et les groupes IV à VII forment des composés d'hydrogène gazeux. Les composés hydrogènes de type EN 4 sont des composés plus neutres, EN 3 sont des bases, H 2 E et NE sont des acides.

Les lignes horizontales d'un tableau sont appelées périodes. Les éléments des périodes diffèrent les uns des autres, mais ce qu'ils ont en commun c'est que les derniers électrons sont au même niveau d'énergie ( nombre quantique principaln- le même ).

La première période diffère des autres en ce qu'il n'y a que 2 éléments : l'hydrogène H et l'hélium He.

Dans la deuxième période il y a 8 éléments (Li - Ne). Le lithium Li, un métal alcalin, commence la période et le gaz noble néon Ne la ferme.

Dans la troisième période, tout comme dans la deuxième, il y a 8 éléments (Na - Ar). La période commence avec le métal alcalin sodium Na, et le gaz rare argon Ar la ferme.

La quatrième période contient 18 éléments (K - Kr) - Mendeleev l'a désignée comme la première grande période. Il commence également par le métal alcalin Potassium et se termine par le gaz inerte Krypton. La composition des grandes périodes comprend des éléments de transition (Sc - Zn) - d-éléments.

Dans la cinquième période, semblable à la quatrième, il y a 18 éléments (Rb - Xe) et sa structure est similaire à la quatrième. Il commence également par le rubidium alcalin Rb et se termine par le gaz inerte xénon Xe. La composition des grandes périodes comprend des éléments de transition (Y - Cd) - d-éléments.

La sixième période est composée de 32 éléments (Cs - Rn). Sauf 10 d-éléments (La, Hf - Hg) il contient une rangée de 14 F-éléments (lanthanides) - Ce - Lu

La septième période n'est pas terminée. Elle commence par Franc Fr, on peut supposer qu'elle contiendra, comme la sixième période, 32 éléments déjà trouvés (jusqu'à l'élément avec Z = 118).

Tableau périodique interactif

Si tu regardes tableau périodique et tracez une ligne imaginaire commençant au bore et se terminant entre le polonium et l'astatine, alors tous les métaux seront à gauche de la ligne et les non-métaux à droite. Les éléments immédiatement adjacents à cette ligne auront les propriétés des métaux et des non-métaux. On les appelle métalloïdes ou semi-métaux. Il s'agit du bore, du silicium, du germanium, de l'arsenic, de l'antimoine, du tellure et du polonium.

Loi périodique

Mendeleïev a donné la formulation suivante de la loi périodique : « les propriétés des corps simples, ainsi que les formes et propriétés des composés d'éléments, et donc les propriétés des corps simples et complexes qu'ils forment, dépendent périodiquement de leur poids atomique. »
Il existe quatre principaux modèles périodiques :

Règle de l'octet déclare que tous les éléments ont tendance à gagner ou à perdre un électron afin d’avoir la configuration à huit électrons du gaz noble le plus proche. Parce que Étant donné que les orbitales externes S et P des gaz rares sont complètement remplies, ce sont les éléments les plus stables.
Énergie d'ionisation est la quantité d’énergie nécessaire pour retirer un électron d’un atome. Selon la règle de l’octet, lorsqu’on se déplace de gauche à droite dans le tableau périodique, il faut plus d’énergie pour retirer un électron. Par conséquent, les éléments du côté gauche du tableau ont tendance à perdre un électron, et ceux du côté droit ont tendance à en gagner un. Les gaz inertes ont l'énergie d'ionisation la plus élevée. L'énergie d'ionisation diminue à mesure que vous descendez dans le groupe, car les électrons à faible niveau d’énergie ont la capacité de repousser les électrons à des niveaux d’énergie plus élevés. Ce phénomène est appelé effet de protection. En raison de cet effet, les électrons externes sont moins étroitement liés au noyau. Au cours de la période, l’énergie d’ionisation augmente progressivement de gauche à droite.

Affinité électronique– le changement d'énergie lorsqu'un atome d'une substance à l'état gazeux acquiert un électron supplémentaire. À mesure que l’on descend dans le groupe, l’affinité électronique devient moins négative en raison de l’effet d’écran.

Électronégativité- une mesure de la force avec laquelle il a tendance à attirer les électrons d'un autre atome qui lui est associé. L’électronégativité augmente lors d’un emménagement tableau périodique de gauche à droite et de bas en haut. Il faut se rappeler que les gaz rares n’ont pas d’électronégativité. Ainsi, l’élément le plus électronégatif est le fluor.

Sur la base de ces concepts, considérons comment les propriétés des atomes et de leurs composés changent dans tableau périodique.

Ainsi, dans une dépendance périodique, il existe de telles propriétés d'un atome qui sont associées à sa configuration électronique : rayon atomique, énergie d'ionisation, électronégativité.

Considérons l'évolution des propriétés des atomes et de leurs composés en fonction de leur position dans tableau périodique des éléments chimiques.

La non-métallicité de l'atome augmente en se déplaçant dans le tableau périodique de gauche à droite et de bas en haut. En raison de ce les propriétés basiques des oxydes diminuent, et les propriétés acides augmentent dans le même ordre - en se déplaçant de gauche à droite et de bas en haut. De plus, les propriétés acides des oxydes sont d’autant plus fortes que l’état d’oxydation de l’élément qui le forme est élevé.

Par période de gauche à droite propriétés de base hydroxydes s'affaiblir ; dans les sous-groupes principaux, de haut en bas, la solidité des fondations augmente. De plus, si un métal peut former plusieurs hydroxydes, alors avec une augmentation de l'état d'oxydation du métal, propriétés de base les hydroxydes s'affaiblissent.

Par période de gauche à droite la force des acides contenant de l'oxygène augmente. En se déplaçant de haut en bas au sein d'un groupe, la force des acides contenant de l'oxygène diminue. Dans ce cas, la force de l’acide augmente avec l’augmentation de l’état d’oxydation de l’élément acidifiant.

Par période de gauche à droite la force des acides sans oxygène augmente. En se déplaçant de haut en bas au sein d'un groupe, la force des acides sans oxygène augmente.

Ici, le lecteur trouvera des informations sur l'une des lois les plus importantes jamais découvertes par l'homme dans le domaine scientifique - la loi périodique de Dmitri Ivanovitch Mendeleïev. Vous vous familiariserez avec sa signification et son influence sur la chimie ; les dispositions générales, les caractéristiques et les détails de la loi périodique, l'historique de la découverte et les principales dispositions seront examinés.

Qu'est-ce que la loi périodique

La loi périodique est une loi naturelle de nature fondamentale, qui a été découverte pour la première fois par D.I. Mendeleïev en 1869, et la découverte elle-même s'est produite grâce à une comparaison des propriétés de certains éléments chimiques et des valeurs de masse atomique connues à cette époque.

Mendeleev a soutenu que, selon sa loi, les corps simples et complexes et divers composés d'éléments dépendent de leur dépendance de type périodique et du poids de leur atome.

La loi périodique est unique en son genre et cela est dû au fait qu'elle ne s'exprime pas par des équations mathématiques, contrairement à d'autres lois fondamentales de la nature et de l'univers. Graphiquement, il trouve son expression dans le tableau périodique des éléments chimiques.

Histoire de la découverte

La découverte de la loi périodique a eu lieu en 1869, mais les tentatives visant à systématiser tous les éléments X connus ont commencé bien avant cela.

La première tentative de création d'un tel système a été faite par I. V. Debereiner en 1829. Il a classé tous les éléments chimiques qu'il connaissait en triades, liées les unes aux autres par la proximité de la moitié de la somme des masses atomiques incluses dans ce groupe de trois composants. . À la suite de Debereiner, A. de Chancourtois a tenté de créer un tableau unique de classification des éléments ; il a appelé son système la « spirale terrestre », et après lui l'octave de Newlands a été compilée par John Newlands. En 1864, presque simultanément, William Olding et Lothar Meyer publient des tableaux créés indépendamment les uns des autres.

La loi périodique a été présentée à la communauté scientifique pour examen le 8 mars 1869, et cela s'est produit lors d'une réunion de la Société russe. Dmitri Ivanovitch Mendeleïev a annoncé sa découverte devant tout le monde et la même année, le manuel de Mendeleïev « Fondements de la chimie » a été publié, où le tableau périodique créé par lui a été montré pour la première fois. Un an plus tard, en 1870, il écrivit un article et le soumit à la Société chimique russe, où le concept de loi périodique fut utilisé pour la première fois. En 1871, Mendeleïev donne une description exhaustive de son concept dans son célèbre article sur la loi périodique des éléments chimiques.

Contribution inestimable au développement de la chimie

L'importance de la loi périodique est incroyablement grande pour la communauté scientifique du monde entier. Cela est dû au fait que sa découverte a donné une impulsion puissante au développement de la chimie et d'autres sciences naturelles, par exemple la physique et la biologie. La relation entre les éléments et leurs caractéristiques chimiques et physiques qualitatives était ouverte ; cela a également permis de comprendre l'essence de la construction de tous les éléments selon un principe et a donné lieu à la formulation moderne de concepts sur les éléments chimiques, pour concrétiser les connaissances. de substances de structure complexe et simple.

L'utilisation de la loi périodique a permis de résoudre le problème de la prévision chimique et de déterminer la raison du comportement d'éléments chimiques connus. La physique atomique, y compris l’énergie nucléaire, est devenue possible grâce à cette même loi. À leur tour, ces sciences ont permis d'élargir les horizons de l'essence de cette loi et d'approfondir sa compréhension.

Propriétés chimiques des éléments du tableau périodique

Essentiellement, les éléments chimiques sont interconnectés par les caractéristiques qui leur sont inhérentes à l'état d'atome ou d'ion libre, solvatés ou hydratés, dans une substance simple et par la forme que peuvent former leurs nombreux composés. Cependant, ces propriétés consistent généralement en deux phénomènes : les propriétés caractéristiques d'un atome à l'état libre et d'une substance simple. Il existe de nombreux types de propriétés de ce type, mais les plus importantes sont :

1. Ionisation atomique et son énergie, selon la position de l'élément dans le tableau, son numéro ordinal.
2. L'affinité énergétique d'un atome et d'un électron, qui, comme l'ionisation atomique, dépend de l'emplacement de l'élément dans le tableau périodique.
3. Electronégativité d'un atome, qui n'a pas de valeur constante, mais peut varier en fonction de divers facteurs.
4. Rayons des atomes et des ions - ici, en règle générale, des données empiriques sont utilisées, associées à la nature ondulatoire des électrons en état de mouvement.
5. Atomisation de substances simples - une description des capacités de réactivité d'un élément.
6. Les états d’oxydation sont une caractéristique formelle, mais ils apparaissent comme l’une des caractéristiques les plus importantes d’un élément.
7. Le potentiel d'oxydation des substances simples est une mesure et une indication du potentiel d'une substance à agir dans des solutions aqueuses, ainsi que du niveau de manifestation des propriétés rédox.

Périodicité des éléments de type interne et secondaire

La loi périodique permet de comprendre une autre composante importante de la nature : la périodicité interne et secondaire. Les domaines d’étude des propriétés atomiques mentionnés ci-dessus sont en réalité beaucoup plus complexes qu’on pourrait le penser. Cela est dû au fait que les éléments s, p, d du tableau changent de caractéristiques qualitatives en fonction de leur position dans la période (périodicité interne) et dans le groupe (périodicité secondaire). Par exemple, le processus interne de transition de l'élément s du premier groupe au huitième jusqu'à l'élément p s'accompagne de points minimum et maximum sur la courbe de la ligne d'énergie de l'atome ionisé. Ce phénomène montre l'instabilité interne de la périodicité des changements des propriétés d'un atome en fonction de sa position dans la période.

Résultats

Le lecteur a désormais une compréhension et une définition claires de ce qu'est la loi périodique de Mendeleïev, réalise son importance pour l'homme et le développement de diverses sciences, et a une idée de ses dispositions modernes et de l'histoire de sa découverte.