મેન્ડેલીવના સામયિક કાયદાની જૂની અને નવી રચના. સામયિક કાયદો અને સામયિક સિસ્ટમ

રાસાયણિક તત્વોનો સામયિક કાયદો- કુદરતનો મૂળભૂત કાયદો, રાસાયણિક તત્વોના ગુણધર્મોમાં સામયિક ફેરફારને પ્રતિબિંબિત કરે છે કારણ કે તેમના અણુઓના ન્યુક્લીના ચાર્જમાં વધારો થાય છે. માર્ચ 1 (ફેબ્રુઆરી 17, જૂની શૈલી) 1869 D.I. ના રોજ ખોલવામાં આવ્યું. મેન્ડેલીવ. આ દિવસે, તેમણે "તેમના અણુ વજન અને રાસાયણિક સમાનતા પર આધારિત તત્વોની સિસ્ટમનો અનુભવ" નામનું કોષ્ટક તૈયાર કર્યું. સામયિક કાયદાની અંતિમ રચના જુલાઈ 1871 માં મેન્ડેલીવ દ્વારા આપવામાં આવી હતી. તે વાંચે છે:

"તત્વોના ગુણધર્મો, અને તેથી તેઓ બનાવેલા સરળ અને જટિલ શરીરના ગુણધર્મો, સમયાંતરે તેમના અણુ વજન પર આધારિત છે."

મેન્ડેલીવ દ્વારા સામયિક કાયદાની રચના વિજ્ઞાનમાં 40 વર્ષથી થોડા સમય માટે અસ્તિત્વમાં છે. તે ભૌતિકશાસ્ત્રમાં ઉત્કૃષ્ટ સિદ્ધિઓને કારણે સુધારવામાં આવ્યું હતું, મુખ્યત્વે અણુના પરમાણુ મોડેલના વિકાસ (જુઓ અણુ). તે બહાર આવ્યું છે કે અણુ (Z) ના ન્યુક્લિયસનો ચાર્જ સંખ્યાત્મક રીતે સામયિક કોષ્ટકમાં સંબંધિત તત્વના સીરીયલ નંબર જેટલો હોય છે, અને Z પર આધાર રાખીને, પરમાણુના ઇલેક્ટ્રોનિક શેલ્સ અને સબશેલ્સનું ભરણ આવા કિસ્સાઓમાં થાય છે. અણુઓની સમાન ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનો સમયાંતરે પુનરાવર્તિત થાય તે રીતે (રાસાયણિક તત્વોની સામયિક સિસ્ટમ જુઓ). તેથી, સામયિક કાયદાની આધુનિક રચના નીચે મુજબ છે: તત્વો, સરળ પદાર્થો અને તેમના સંયોજનોના ગુણધર્મો સમયાંતરે અણુ ન્યુક્લીના ચાર્જ પર આધારિત છે.
સાર્વત્રિક ગુરુત્વાકર્ષણનો કાયદો અથવા દળ અને ઊર્જાની સમાનતાના નિયમ જેવા કુદરતના અન્ય મૂળભૂત નિયમોથી વિપરીત, સામયિક કાયદો કોઈપણ સામાન્ય સમીકરણ અથવા સૂત્રના સ્વરૂપમાં લખી શકાતો નથી. તેનું દ્રશ્ય પ્રતિબિંબ એ તત્વોનું સામયિક કોષ્ટક છે. જો કે, મેન્ડેલીવ પોતે અને અન્ય વૈજ્ઞાનિકોએ શોધવાના પ્રયાસો કર્યા રાસાયણિક તત્વોના સામયિક કાયદાનું ગાણિતિક સમીકરણ. પરમાણુ માળખાના સિદ્ધાંતના વિકાસ પછી જ આ પ્રયાસોને સફળતાનો તાજ પહેરાવવામાં આવ્યો હતો. પરંતુ તેઓ અણુ ન્યુક્લીના ચાર્જ પર શેલો અને સબશેલમાં ઇલેક્ટ્રોનના વિતરણના ક્રમની માત્રાત્મક અવલંબનની સ્થાપનાની જ ચિંતા કરે છે.
આ રીતે, શ્રોડિન્જર સમીકરણને હલ કરીને, તમે અલગ-અલગ Z મૂલ્યો સાથે અણુઓમાં ઇલેક્ટ્રોન કેવી રીતે વિતરિત થાય છે તેની ગણતરી કરી શકો છો અને તેથી, ક્વોન્ટમ મિકેનિકસનું મૂળભૂત સમીકરણ, સામયિક કાયદાના માત્રાત્મક અભિવ્યક્તિઓમાંથી એક છે.
અથવા, ઉદાહરણ તરીકે, અન્ય સમીકરણ: Z„, = „+,Z - - (21 + 1)2 - >n,(2t + 1) +
1
+ m„જ્યાં „+,Z = - (n + 1+ 1)" +
+(+1+ 1. 2k(p+O 1
2 2 6
તેની વિશાળતા હોવા છતાં, તે એટલું મુશ્કેલ નથી. u, 1, m, અને m અક્ષરો મુખ્ય, ભ્રમણકક્ષા, ચુંબકીય અને સ્પિન ક્વોન્ટમ નંબરો કરતાં વધુ કંઈ નથી (જુઓ એટમ). સમીકરણ અમને Z (એક તત્વની અણુ સંખ્યા) ની કિંમતની ગણતરી કરવાની મંજૂરી આપે છે, અણુમાં ઇલેક્ટ્રોન દેખાય છે, જેની સ્થિતિ ચાર ક્વોન્ટમ સંખ્યાઓના આપેલ સંયોજન દ્વારા વર્ણવવામાં આવે છે. આ સમીકરણમાં u, 1, m, અને m ના સંભવિત સંયોજનોને બદલીને, આપણને Z ના વિવિધ મૂલ્યોનો સમૂહ મળે છે. જો આ મૂલ્યોને પ્રાકૃતિક સંખ્યાઓ 1, 2, 3, 4 ના અનુક્રમમાં ગોઠવવામાં આવે તો, 5, ..., પછી, તેમના બદલામાં, Z વધે તેમ પરમાણુઓની ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાઓ બાંધવા માટે એક સ્પષ્ટ યોજના પ્રાપ્ત થાય છે આમ, આ સમીકરણ સામયિક કાયદાની એક પ્રકારની માત્રાત્મક અભિવ્યક્તિ પણ છે. સામયિક કોષ્ટકના તમામ ઘટકો માટે આ સમીકરણ જાતે હલ કરવાનો પ્રયાસ કરો (તમે એટમ લેખમાં u, 1; m, અને m ના મૂલ્યો એકબીજા સાથે કેવી રીતે સંબંધિત છે તે શીખી શકશો).

સામયિક કાયદો સમગ્ર બ્રહ્માંડ માટે સાર્વત્રિક કાયદો છે. જ્યાં પણ અણુઓ હોય ત્યાં તેની શક્તિ હોય છે. પરંતુ માત્ર અણુઓની ઇલેક્ટ્રોનિક રચનાઓ સમયાંતરે બદલાતી નથી. અણુ ન્યુક્લીની રચના અને ગુણધર્મો પણ એક વિશિષ્ટ સામયિક કાયદાનું પાલન કરે છે. ન્યુટ્રોન અને પ્રોટોન ધરાવતા ન્યુક્લીમાં ન્યુટ્રોન અને પ્રોટોન શેલ હોય છે, જેનું ભરણ સામયિક હોય છે. અણુ ન્યુક્લીની સામયિક પ્રણાલી બાંધવાના પ્રયાસો પણ જાણીતા છે.

: પ્રખ્યાત રશિયન રસાયણશાસ્ત્રી એન.ડી. ઝેલિન્સ્કીએ અલંકારિક રીતે નોંધ્યું છે તેમ, સામયિક કાયદો "બ્રહ્માંડના તમામ અણુઓના પરસ્પર જોડાણની શોધ" હતો.

વાર્તા

રાસાયણિક તત્વોના કુદરતી વર્ગીકરણ અને વ્યવસ્થિતકરણ માટેના આધારની શોધ સામયિક કાયદાની શોધના ઘણા સમય પહેલા શરૂ થઈ હતી. પ્રાકૃતિક વૈજ્ઞાનિકો કે જેઓ આ ક્ષેત્રમાં કામ કરવા માટે સૌપ્રથમ હતા તેમને મુશ્કેલીઓનો સામનો કરવો પડ્યો તે અપૂરતા પ્રાયોગિક ડેટાને કારણે થયો હતો: 19મી સદીની શરૂઆતમાં, જાણીતા રાસાયણિક તત્વોની સંખ્યા ઓછી હતી, અને અણુ સમૂહના સ્વીકૃત મૂલ્યો હતા. ઘણા તત્વો ખોટા હતા.

ડોબેરેનર ટ્રાયડ્સ અને તત્વોની પ્રથમ સિસ્ટમો

19મી સદીના 60 ના દાયકાની શરૂઆતમાં, સામયિક કાયદાની તુરંત પહેલાની ઘણી કૃતિઓ દેખાઈ.

સર્પાકાર ડી ચેનકોર્ટોઇસ

ન્યૂલેન્ડ્સ ઓક્ટેવ્સ

ન્યુલેન્ડ્સ ટેબલ (1866)

ડી ચાનકોરટોઈસના સર્પાકાર પછી તરત જ, અંગ્રેજી વૈજ્ઞાનિક જ્હોન ન્યુલેન્ડ્સે તત્વોના રાસાયણિક ગુણધર્મોને તેમના અણુ સમૂહ સાથે સરખાવવાનો પ્રયાસ કર્યો. અણુ સમૂહને વધારવાના ક્રમમાં તત્વોને ગોઠવતા, ન્યુલેન્ડ્સે નોંધ્યું કે દરેક આઠમા તત્વ વચ્ચે ગુણધર્મોમાં સમાનતા દેખાય છે. ન્યુલેન્ડ્સે મ્યુઝિકલ સ્કેલના સાત અંતરાલો સાથે સામ્યતા દ્વારા ફાઉન્ડ પેટર્નને ઓક્ટેવ્સનો કાયદો કહે છે. તેમના કોષ્ટકમાં, તેમણે રાસાયણિક તત્વોને સાત તત્વોના ઊભા જૂથોમાં ગોઠવ્યા અને તે જ સમયે શોધ્યું કે (કેટલાક તત્વોના ક્રમમાં થોડો ફેરફાર સાથે) સમાન રાસાયણિક ગુણધર્મો ધરાવતા તત્વો સમાન આડી રેખા પર સમાપ્ત થાય છે.

જ્હોન ન્યુલેન્ડ્સ, અલબત્ત, અણુ સમૂહને વધારવા માટે, અનુરૂપ અણુ નંબરને રાસાયણિક તત્વોને સોંપવા અને આ ક્રમ અને તત્વોના ભૌતિક-રાસાયણિક ગુણધર્મો વચ્ચેના વ્યવસ્થિત સંબંધની નોંધ લેનારા તત્વોની શ્રેણી આપનારા પ્રથમ હતા. તેમણે લખ્યું છે કે આવા ક્રમમાં તત્વોના ગુણધર્મોનું પુનરાવર્તન થાય છે, જેનું સમકક્ષ વજન (દળ) 7 એકમોથી અલગ પડે છે, અથવા એવા મૂલ્યથી જે 7 ના ગુણાંકમાં હોય છે, એટલે કે, જેમ કે આઠમું તત્વ ક્રમમાં ગુણધર્મોનું પુનરાવર્તન કરે છે. પ્રથમમાંથી, જેમ કે સંગીતમાં આઠમી નોંધ પ્રથમ પુનરાવર્તિત થાય છે. ન્યુલેન્ડ્સે આ નિર્ભરતા આપવાનો પ્રયાસ કર્યો, જે વાસ્તવમાં પ્રકાશ તત્વો માટે થાય છે, એક સાર્વત્રિક પાત્ર. તેના કોષ્ટકમાં, સમાન તત્વો આડી પંક્તિઓમાં સ્થિત હતા, પરંતુ સમાન પંક્તિમાં ઘણીવાર ગુણધર્મોમાં સંપૂર્ણપણે અલગ તત્વો હતા. વધુમાં, ન્યૂલેન્ડ્સને કેટલાક કોષોમાં બે તત્વો મૂકવાની ફરજ પડી હતી; છેવટે, ટેબલમાં કોઈ ખાલી બેઠકો નહોતી; પરિણામે, અષ્ટકનો કાયદો ભારે સંશયવાદ સાથે સ્વીકારવામાં આવ્યો.

ઓડલિંગ અને મેયર કોષ્ટકો

ઇલેક્ટ્રોન એફિનિટી એનર્જીના સંબંધમાં સામયિક કાયદાના અભિવ્યક્તિઓ

અણુઓની ઇલેક્ટ્રોન એફિનિટી એનર્જીની સામયિકતા, કુદરતી રીતે, તે જ પરિબળો દ્વારા સમજાવવામાં આવે છે જે આયનીકરણ પોટેન્શિયલ્સની ચર્ચા કરતી વખતે પહેલેથી જ નોંધવામાં આવ્યા હતા (ઇલેક્ટ્રોન એફિનિટી એનર્જીની વ્યાખ્યા જુઓ).

તેમની પાસે સૌથી વધુ ઇલેક્ટ્રોન એફિનિટી છે પીજૂથ VII ના તત્વો. સૌથી નીચો ઇલેક્ટ્રોન એફિનિટી s² ( , , ) અને s²p 6 ( , ) અથવા અડધા ભરેલા રૂપરેખાંકનવાળા અણુઓ માટે છે પી- ભ્રમણકક્ષા ( , , ):

ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી સંબંધિત સામયિક કાયદાના અભિવ્યક્તિઓ

કડક શબ્દોમાં કહીએ તો, તત્વને સતત ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી અસાઇન કરી શકાતી નથી. અણુની ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી ઘણા પરિબળો પર આધાર રાખે છે, ખાસ કરીને અણુની સંયોજક સ્થિતિ, ઔપચારિક ઓક્સિડેશન સ્થિતિ, સંકલન સંખ્યા, પરમાણુ પ્રણાલીમાં અણુનું વાતાવરણ બનાવે છે તેવા લિગાન્ડ્સની પ્રકૃતિ અને કેટલાક અન્ય પર. . તાજેતરમાં, કહેવાતા ઓર્બિટલ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટીનો ઉપયોગ ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટી દર્શાવવા માટે વધુને વધુ થાય છે, જે બોન્ડની રચનામાં સામેલ અણુ ભ્રમણકક્ષાના પ્રકાર અને તેની ઇલેક્ટ્રોન વસ્તી પર આધાર રાખે છે, એટલે કે, અણુ ભ્રમણકક્ષા એકલા ઇલેક્ટ્રોન જોડી દ્વારા કબજે કરવામાં આવી છે કે કેમ તેના આધારે, જોડી વગરના ઇલેક્ટ્રોન દ્વારા એકલા કબજે કરવામાં આવે છે, અથવા ખાલી છે. પરંતુ, ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટીનું અર્થઘટન અને નિર્ધારણ કરવામાં જાણીતી મુશ્કેલીઓ હોવા છતાં, તે પરમાણુ પ્રણાલીમાં બોન્ડની પ્રકૃતિના ગુણાત્મક વર્ણન અને અનુમાન માટે હંમેશા જરૂરી રહે છે, જેમાં બંધનકર્તા ઊર્જા, ઇલેક્ટ્રોનિક ચાર્જ વિતરણ અને આયનીયતાની ડિગ્રી, બળ સ્થિરતા વગેરેનો સમાવેશ થાય છે.

અણુ ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટીની સામયિકતા એ સામયિક કાયદાનો એક મહત્વપૂર્ણ ઘટક છે અને તેને સરળતાથી અવિશ્વસનીયતાના આધારે સમજાવી શકાય છે, જોકે સંપૂર્ણપણે અસ્પષ્ટ નથી, આયનીકરણ ઊર્જા અને ઇલેક્ટ્રોન જોડાણોના અનુરૂપ મૂલ્યો પર ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટી મૂલ્યોની અવલંબન.

પીરિયડ્સમાં ઈલેક્ટ્રોનગેટિવિટી વધવાની સામાન્ય વૃત્તિ હોય છે, અને પેટાજૂથોમાં ઘટાડો જોવા મળે છે. સૌથી ઓછી ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી જૂથ I ના s-તત્વો માટે છે, જૂથ VII ના p-તત્વો માટે સૌથી વધુ છે.

અણુ અને આયનીય ત્રિજ્યાના સંબંધમાં સામયિક કાયદાના અભિવ્યક્તિઓ

ચોખા. 4 તત્વની અણુ સંખ્યા પર અણુઓની ભ્રમણકક્ષાની ત્રિજ્યાનું અવલંબન.

અણુઓ અને આયનોના કદમાં ફેરફારોની સામયિક પ્રકૃતિ લાંબા સમયથી જાણીતી છે. અહીં મુશ્કેલી એ છે કે, ઇલેક્ટ્રોનિક ગતિની તરંગ પ્રકૃતિને લીધે, અણુઓમાં સખત રીતે વ્યાખ્યાયિત કદ હોતા નથી. અલગ અણુઓના સંપૂર્ણ કદ (રેડીઆઈ) નું સીધું નિર્ધારણ અશક્ય હોવાથી, આ કિસ્સામાં તેમના પ્રયોગમૂલક મૂલ્યોનો વારંવાર ઉપયોગ થાય છે. તેઓ સ્ફટિકો અને મુક્ત પરમાણુઓમાં માપેલા આંતર પરમાણુ અંતરમાંથી મેળવવામાં આવે છે, દરેક આંતરમાણુ અંતરને બે ભાગોમાં વિભાજીત કરીને અને તેમાંથી એકને પ્રથમ (અનુરૂપ રાસાયણિક બોન્ડ દ્વારા જોડાયેલા બેમાંથી) અણુની ત્રિજ્યા સાથે અને બીજાને ત્રિજ્યા સાથે સમાન બનાવે છે. બીજો અણુ. આ વિભાજન વિવિધ પરિબળોને ધ્યાનમાં લે છે, જેમાં રાસાયણિક બોન્ડની પ્રકૃતિ, બે બંધાયેલા અણુઓની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ, તે દરેકના સંકલનની પ્રકૃતિ વગેરેનો સમાવેશ થાય છે. આ રીતે, કહેવાતા ધાતુ, સહસંયોજક, આયનીય અને વેન ડેર વાલ્સ ત્રિજ્યા મેળવવામાં આવે છે. વેન ડેર વાલ્સની ત્રિજ્યાને અનબોન્ડેડ અણુઓની ત્રિજ્યા તરીકે ગણવી જોઈએ; તેઓ ઘન પદાર્થો અથવા પ્રવાહીમાં આંતરિક અંતર દ્વારા જોવા મળે છે જ્યાં અણુઓ એકબીજાની નજીક હોય છે (ઉદાહરણ તરીકે, ઘન આર્ગોનમાં અણુઓ અથવા ઘન નાઇટ્રોજનમાં બે અડીને આવેલા N 2 પરમાણુઓ) પરંતુ કોઈપણ રાસાયણિક બંધન દ્વારા જોડાયેલા નથી.

પરંતુ, દેખીતી રીતે, એક અલગ અણુના અસરકારક કદનું શ્રેષ્ઠ વર્ણન તેના બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોનની મુખ્ય મહત્તમ ચાર્જ ઘનતાની સૈદ્ધાંતિક રીતે ગણતરી કરેલ સ્થિતિ (ન્યુક્લિયસથી અંતર) છે. આ અણુની કહેવાતી ભ્રમણકક્ષા ત્રિજ્યા છે. તત્વની અણુ સંખ્યાના આધારે ભ્રમણકક્ષાના અણુ ત્રિજ્યાના મૂલ્યોમાં ફેરફારની સામયિકતા એકદમ સ્પષ્ટ રીતે દેખાય છે (જુઓ. આકૃતિ. 4), અને અહીંના મુખ્ય મુદ્દાઓ ક્ષારયુક્ત ધાતુઓના અણુઓને અનુરૂપ ખૂબ જ ઉચ્ચારણ મેક્સિમાની હાજરી છે. , અને તે જ મિનિમા ઉમદા વાયુઓને અનુરૂપ છે. ક્ષારયુક્ત ધાતુમાંથી અનુરૂપ (નજીકના) ઉમદા ગેસમાં સંક્રમણ દરમિયાન ભ્રમણકક્ષાના અણુ ત્રિજ્યાના મૂલ્યોમાં ઘટાડો - શ્રેણીના અપવાદ સિવાય, બિન-મોનોટોનિક પ્રકૃતિ છે, ખાસ કરીને જ્યારે સંક્રમણ તત્વોના પરિવારો (ધાતુઓ) ) અને ક્ષારયુક્ત ધાતુ અને ઉમદા ગેસ વચ્ચે લેન્થેનાઇડ્સ અથવા એક્ટિનાઇડ્સ દેખાય છે. પરિવારોમાં લાંબા સમય સુધી ડી-અને f-તત્વોમાં, ત્રિજ્યામાં ઓછો તીવ્ર ઘટાડો જોવા મળે છે, કારણ કે ઇલેક્ટ્રોન સાથે ઓર્બિટલ્સનું ભરણ પૂર્વ-બાહ્ય સ્તરમાં થાય છે. તત્વોના પેટાજૂથોમાં, સમાન પ્રકારના અણુઓ અને આયનોની ત્રિજ્યા સામાન્ય રીતે વધે છે.

અણુકરણ ઊર્જાના સંબંધમાં સામયિક કાયદાના અભિવ્યક્તિઓ

તે પર ભાર મૂકવો જોઈએ કે તત્વની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ, એક ઔપચારિક લાક્ષણિકતા હોવાને કારણે, સંયોજનમાં આ તત્વના અણુઓના અસરકારક ચાર્જ અથવા અણુઓની વેલેન્સીનો ખ્યાલ આપતી નથી, જો કે ઓક્સિડેશન સ્થિતિ છે. ઘણીવાર ઔપચારિક વેલેન્સી કહેવાય છે. ઘણા તત્વો એક નહીં, પરંતુ વિવિધ ઓક્સિડેશન અવસ્થાઓ પ્રદર્શિત કરવામાં સક્ષમ છે. ઉદાહરણ તરીકે, ક્લોરિન માટે તમામ ઓક્સિડેશન સ્થિતિઓ −1 થી +7 સુધી જાણીતી છે, જો કે તે પણ ખૂબ અસ્થિર છે, અને મેંગેનીઝ માટે - +2 થી +7 સુધી. તત્વની અણુ સંખ્યાના આધારે ઓક્સિડેશન સ્થિતિના ઉચ્ચતમ મૂલ્યો સમયાંતરે બદલાય છે, પરંતુ આ સામયિકતા જટિલ છે. સૌથી સરળ કિસ્સામાં, આલ્કલી ધાતુથી ઉમદા ગેસ સુધીના તત્વોની શ્રેણીમાં, સૌથી વધુ ઓક્સિડેશન સ્થિતિ +1 (F) થી +8 (O4) સુધી વધે છે. અન્ય કિસ્સાઓમાં, ઉમદા ગેસની સૌથી વધુ ઓક્સિડેશન સ્થિતિ અગાઉના હેલોજન (+7 O 4 −) કરતાં ઓછી (+4 F 4) છે. તેથી, તત્વની અણુ સંખ્યા પર સર્વોચ્ચ ઓક્સિડેશન અવસ્થાના સામયિક અવલંબનના વળાંક પર, મેક્સિમા કાં તો ઉમદા વાયુમાં અથવા તેની પહેલાના હેલોજનમાં થાય છે (મિનિમા હંમેશા આલ્કલી ધાતુમાં થાય છે). અપવાદ શ્રેણી છે -, જેમાં ઉચ્ચ ઓક્સિડેશન સ્થિતિ સામાન્ય રીતે હેલોજન () કે ઉમદા ગેસ () માટે અજાણ હોય છે, અને શ્રેણીના મધ્યમ સભ્ય, નાઇટ્રોજન, સૌથી વધુ ઓક્સિડેશન સ્થિતિનું ઉચ્ચતમ મૂલ્ય ધરાવે છે; તેથી, શ્રેણીમાં - સૌથી વધુ ઓક્સિડેશન સ્થિતિમાં ફેરફાર મહત્તમમાંથી પસાર થાય છે. સામાન્ય રીતે, આલ્કલી ધાતુથી હેલોજન અથવા ઉમદા ગેસ સુધીના તત્વોની શ્રેણીમાં સૌથી વધુ ઓક્સિડેશન અવસ્થામાં વધારો એકવિધ રીતે થતો નથી, મુખ્યત્વે સંક્રમણ ધાતુઓ દ્વારા ઉચ્ચ ઓક્સિડેશન અવસ્થાના અભિવ્યક્તિને કારણે. ઉદાહરણ તરીકે, શ્રેણીમાં સૌથી વધુ ઓક્સિડેશન સ્થિતિમાં વધારો - +1 થી +8 એ હકીકત દ્વારા "જટિલ" છે કે આવા ઉચ્ચ ઓક્સિડેશન +6 (O 3), +7 (2 O 7), + છે. મોલીબ્ડેનમ, ટેક્નેટિયમ અને રૂથેનિયમ 8(O4) માટે જાણીતું છે.

ઓક્સિડેટીવ સંભવિતના સંબંધમાં સામયિક કાયદાના અભિવ્યક્તિઓ

સાદા પદાર્થની ખૂબ જ મહત્વપૂર્ણ લાક્ષણિકતાઓમાંની એક તેની ઓક્સિડેશન સંભવિતતા છે, જે જલીય દ્રાવણો સાથે ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરવા માટે સરળ પદાર્થની મૂળભૂત ક્ષમતા તેમજ તે પ્રદર્શિત કરે છે તે રેડોક્સ ગુણધર્મોને પ્રતિબિંબિત કરે છે. તત્વની અણુ સંખ્યાના આધારે સરળ પદાર્થોના ઓક્સિડેશન પોટેન્શિયલ્સમાં ફેરફાર પણ સામયિક છે. પરંતુ તે ધ્યાનમાં રાખવું જોઈએ કે સરળ પદાર્થની ઓક્સિડેટીવ સંભવિતતા વિવિધ પરિબળોથી પ્રભાવિત થાય છે, જેને કેટલીકવાર વ્યક્તિગત રીતે ધ્યાનમાં લેવાની જરૂર હોય છે. તેથી, ઓક્સિડેશન પોટેન્શિયલ્સમાં ફેરફારોની સામયિકતા ખૂબ જ કાળજીપૂર્વક અર્થઘટન કરવી જોઈએ.

સરળ પદાર્થોના ઓક્સિડેશન પોટેન્શિયલ્સમાં થતા ફેરફારોમાં અમુક ચોક્કસ ક્રમ શોધવાનું શક્ય છે. ખાસ કરીને, ધાતુઓની શ્રેણીમાં, આલ્કલાઇનથી તેમના નીચેના તત્વોમાં સંક્રમણ દરમિયાન, ઓક્સિડેશન પોટેન્શિયલ્સમાં ઘટાડો થાય છે (+ (aq), વગેરે. - હાઇડ્રેટેડ કેશન):

દૂર કરેલ વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યામાં વધારો સાથે અણુઓની આયનીકરણ ઊર્જામાં વધારો દ્વારા આ સરળતાથી સમજાવવામાં આવે છે. તેથી, તત્વની અણુ સંખ્યા પર સરળ પદાર્થોના ઓક્સિડેશન પોટેન્શિયલ્સની અવલંબનના વળાંક પર, આલ્કલી ધાતુઓને અનુરૂપ મેક્સિમા હોય છે. પરંતુ સરળ પદાર્થોની ઓક્સિડેશન સંભવિતતામાં ફેરફારનું આ એકમાત્ર કારણ નથી.

આંતરિક અને ગૌણ સામયિકતા

s- અને આર- તત્વો

અણુઓની આયનીકરણ ઊર્જા, અણુઓની ઈલેક્ટ્રોન એફિનિટી એનર્જી, ઈલેક્ટ્રોનગેટિવિટી, અણુ અને આયનીય ત્રિજ્યા, સાદા પદાર્થોની અણુકરણ ઊર્જા, ઓક્સિડેશન સ્થિતિ, અણુના આધારે સાદા પદાર્થોના ઓક્સિડેશન પોટેન્શિયલ્સના મૂલ્યોમાં ફેરફારની પ્રકૃતિમાં સામાન્ય વલણો તત્વની સંખ્યા ઉપર ચર્ચા કરવામાં આવી છે. આ વલણોના ઊંડા અભ્યાસ સાથે, કોઈ શોધી શકે છે કે સમયગાળા અને જૂથોમાં તત્વોના ગુણધર્મોમાં ફેરફારોની પેટર્ન વધુ જટિલ છે. સમયગાળા દરમિયાન તત્વોના ગુણધર્મોમાં ફેરફારોની પ્રકૃતિમાં, આંતરિક સામયિકતા પ્રગટ થાય છે, અને જૂથમાં - ગૌણ સામયિકતા (1915 માં ઇ.વી. બિરોન દ્વારા શોધાયેલ).

આમ, જ્યારે જૂથ I ના s-તત્વમાંથી પસાર થાય છે આર-જૂથ VIII ના તત્વમાં અણુ આયનીકરણ ઊર્જા વળાંક પર આંતરિક મેક્સિમા અને મિનિમા હોય છે અને તેમની ત્રિજ્યામાં ફેરફારનો વળાંક હોય છે (ફિગ. 1, 2, 4 જુઓ).

આ સમયગાળા દરમિયાન આ ગુણધર્મોમાં ફેરફારની આંતરિક સામયિક પ્રકૃતિ સૂચવે છે. કોર શિલ્ડિંગની વિભાવનાનો ઉપયોગ કરીને નોંધાયેલા દાખલાઓની સમજૂતી આપી શકાય છે.

ન્યુક્લિયસની શિલ્ડિંગ અસર આંતરિક સ્તરોના ઇલેક્ટ્રોનને કારણે છે, જે ન્યુક્લિયસને ઢાલ કરીને, તેના તરફના બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોનના આકર્ષણને નબળી પાડે છે. આમ, જ્યારે બેરિલિયમ 4 થી બોરોન 5 તરફ જતી વખતે, પરમાણુ ચાર્જમાં વધારો થવા છતાં, અણુઓની આયનીકરણ ઊર્જા ઘટે છે:

ચોખા. 5 બેરિલિયમના છેલ્લા સ્તરની રચનાની યોજના, 9.32 eV (ડાબે) અને બોરોન, 8.29 eV (જમણે)

આ હકીકત દ્વારા સમજાવવામાં આવે છે કે ન્યુક્લિયસ તરફ આકર્ષણ 2પબોરોન અણુનું ઇલેક્ટ્રોન સ્ક્રીનીંગ અસરને કારણે નબળું પડી ગયું છે 2 સે- ઇલેક્ટ્રોન.

તે સ્પષ્ટ છે કે આંતરિક ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરોની વધતી સંખ્યા સાથે કોર શિલ્ડિંગ વધે છે. તેથી, પેટાજૂથોમાં s- અને આર-તત્વો અણુઓની આયનીકરણ ઊર્જામાં ઘટાડો તરફ વલણ ધરાવે છે (ફિગ. 1 જુઓ).

નાઇટ્રોજન 7 N થી ઓક્સિજન 8 O (ફિગ. 1 જુઓ) માં આયનીકરણ ઊર્જામાં ઘટાડો એ સમાન ભ્રમણકક્ષાના બે ઇલેક્ટ્રોનના પરસ્પર વિકાર દ્વારા સમજાવવામાં આવે છે:

ચોખા. 6 નાઇટ્રોજન, 14.53 eV (ડાબે) અને ઓક્સિજન, 13.62 eV (જમણે) ના છેલ્લા સ્તરોની રચનાની યોજના

એક ભ્રમણકક્ષામાંથી ઇલેક્ટ્રોનનું સ્ક્રીનીંગ અને પરસ્પર વિસર્જનની અસર પણ સમયગાળા દરમિયાન અણુ ત્રિજ્યામાં ફેરફારની આંતરિક સામયિક પ્રકૃતિ સમજાવે છે (જુઓ. ફિગ. 4).

ચોખા. 7 અણુ નંબર પર બાહ્ય પી-ઓર્બિટલ્સના અણુઓની ત્રિજ્યાની ગૌણ સામયિક અવલંબન

ચોખા. 8 અણુ નંબર પર અણુઓની પ્રથમ આયનીકરણ ઊર્જાની ગૌણ સામયિક અવલંબન

ચોખા. 9 સોડિયમ અણુમાં ઇલેક્ટ્રોન ઘનતાનું રેડિયલ વિતરણ

ગુણધર્મોમાં ફેરફારોની પ્રકૃતિમાં s- અને આર-પેટાજૂથોમાં તત્વો, ગૌણ સામયિકતા સ્પષ્ટપણે જોવા મળે છે (ફિગ. 7). તેને સમજાવવા માટે, ન્યુક્લિયસમાં ઇલેક્ટ્રોનના ઘૂંસપેંઠનો વિચાર વપરાય છે. આકૃતિ 9 માં બતાવ્યા પ્રમાણે, કોઈપણ ભ્રમણકક્ષાનું ઇલેક્ટ્રોન ચોક્કસ સમય માટે ન્યુક્લિયસની નજીકના પ્રદેશમાં રહે છે. બીજા શબ્દોમાં કહીએ તો, બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન આંતરિક ઇલેક્ટ્રોનના સ્તરો દ્વારા ન્યુક્લિયસમાં પ્રવેશ કરે છે. આકૃતિ 9, બાહ્ય 3 માંથી જોઈ શકાય છે s-સોડિયમ પરમાણુના ઈલેક્ટ્રોન આંતરિક ભાગમાં ન્યુક્લિયસની નજીક સ્થિત હોવાની ખૂબ જ નોંધપાત્ર સંભાવના ધરાવે છે. પ્રતિ- અને એલ- ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરો.

સમાન મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર પર ઇલેક્ટ્રોન ઘનતાની સાંદ્રતા (ઇલેક્ટ્રોન ઘૂંસપેંઠની ડિગ્રી) સૌથી વધુ છે s-ઇલેક્ટ્રોન, ઓછા - માટે આર-ઇલેક્ટ્રોન, તેનાથી પણ ઓછું - માટે ડી-ઇલેક્ટ્રોન, વગેરે. ઉદાહરણ તરીકે, n = 3 સાથે, ક્રમ 3 માં ઘૂંસપેંઠની ડિગ્રી ઘટે છે s>3પી>3ડી(જુઓ ફિગ. 10).

ચોખા. 10 અંતરે ઇલેક્ટ્રોન (ઇલેક્ટ્રોન ઘનતા) શોધવાની સંભાવનાનું રેડિયલ વિતરણ આરમૂળમાંથી

તે સ્પષ્ટ છે કે ઘૂંસપેંઠ અસર બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન અને ન્યુક્લિયસ વચ્ચેના બોન્ડની મજબૂતાઈને વધારે છે. ઊંડા ઘૂંસપેંઠને કારણે s- ઇલેક્ટ્રોન ન્યુક્લિયસને તેના કરતા વધુ હદ સુધી સુરક્ષિત કરે છે આર-ઇલેક્ટ્રોન, અને બાદમાં કરતાં વધુ મજબૂત છે ડી- ઇલેક્ટ્રોન, વગેરે.

ન્યુક્લિયસમાં ઇલેક્ટ્રોન પ્રવેશના વિચારનો ઉપયોગ કરીને, ચાલો કાર્બન પેટાજૂથમાં તત્વોના અણુઓની ત્રિજ્યામાં ફેરફારની પ્રકૃતિને ધ્યાનમાં લઈએ. શ્રેણીમાં - - - - પરમાણુ ત્રિજ્યામાં વધારો થવાની સામાન્ય વૃત્તિ છે (જુઓ ફિગ. 4, 7). જો કે, આ વધારો નોન-મોનોટોનિક છે. જ્યારે Si થી Ge માં જાવ, બાહ્ય આર- ઈલેક્ટ્રોન્સ દસ 3 ની સ્ક્રીન દ્વારા પ્રવેશ કરે છે ડી-ઈલેક્ટ્રોન અને ત્યાંથી ન્યુક્લિયસ સાથેના બોન્ડને મજબૂત કરે છે અને અણુના ઈલેક્ટ્રોન શેલને સંકુચિત કરે છે. કદમાં ઘટાડો 6 પી-5 ની સરખામણીમાં Pb નું ઓર્બિટલ્સ આર-ઓર્બિટલ Sn ઘૂંસપેંઠ 6 ને કારણે છે પી-ડબલ સ્ક્રીન ટેન હેઠળ ઇલેક્ટ્રોન 5 ડી-ઈલેક્ટ્રોન અને ચૌદ 4 f- ઇલેક્ટ્રોન. આ C-Pb શ્રેણીમાં અણુઓની આયનીકરણ ઊર્જામાં ફેરફારમાં બિન-એકવિધતા અને Sn અણુની સરખામણીમાં Pb માટે તેનું વધુ મૂલ્ય સમજાવે છે (ફિગ. 1 જુઓ).

ડી- તત્વો

અણુઓના બાહ્ય પડમાં ડી-તત્વો (અપવાદ સાથે) ત્યાં 1-2 ઇલેક્ટ્રોન છે ( એનએસ-રાજ્ય). બાકીના વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન (n-1) માં સ્થિત છે ડી-રાજ્ય, એટલે કે પૂર્વ-બાહ્ય સ્તરમાં.

અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક શેલ્સની આ રચના કેટલાક સામાન્ય ગુણધર્મો નક્કી કરે છે ડી- તત્વો. આમ, તેમના અણુઓ પ્રથમ આયનીકરણ ઊર્જાના પ્રમાણમાં ઓછા મૂલ્યો દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલ છે. આકૃતિ 1 માં જોઈ શકાય છે તેમ, શ્રેણીમાં સમયગાળા દરમિયાન અણુઓની આયનીકરણ ઊર્જામાં ફેરફારની પ્રકૃતિ ડી- તત્વો એક પંક્તિ કરતાં સરળ છે s- અને પી- તત્વો. જ્યારે થી ખસેડવું ડી-જૂથ III ના તત્વ થી ડી-જૂથ II ના તત્વ માટે, આયનીકરણ ઊર્જા મૂલ્યો બિન-એકવિધ રીતે બદલાય છે. આમ, વળાંકના વિભાગમાં (ફિગ. 1) બે વિસ્તારો દેખાય છે, જે અણુઓની આયનીકરણ ઊર્જાને અનુરૂપ છે જેમાં ડી- એક અને બે ઈલેક્ટ્રોનની ભ્રમણકક્ષા. ભરવું 3 ડી-(3d 5 4s 2) પર દરેક છેડે એક ઇલેક્ટ્રોન સાથે ઓર્બિટલ્સ, જે 3d 5 રૂપરેખાંકનની સ્ક્રીન હેઠળ 4s 2 ઇલેક્ટ્રોનના ઘૂંસપેંઠને કારણે 4s 2 રૂપરેખાંકનની સંબંધિત સ્થિરતામાં થોડો વધારો દ્વારા ચિહ્નિત થયેલ છે. સૌથી વધુ આયનીકરણ ઊર્જા મૂલ્ય (3d 10 4s 2) છે, જે 3 ની સંપૂર્ણ પૂર્ણતા અનુસાર છે ડી- સ્ક્રીન 3 હેઠળ ઘૂંસપેંઠને કારણે ઇલેક્ટ્રોન જોડીનું સબલેયર અને સ્થિરીકરણ ડી 10 - રૂપરેખાંકનો.

પેટાજૂથોમાં ડી- તત્વો, અણુઓના આયનીકરણ ઊર્જા મૂલ્યો સામાન્ય રીતે વધે છે. આ ન્યુક્લિયસમાં ઇલેક્ટ્રોન પ્રવેશની અસર દ્વારા સમજાવી શકાય છે. તેથી, જો તમે ડી- 4થા સમયગાળાના બાહ્ય 4 તત્વો s- ઇલેક્ટ્રોન સ્ક્રીનની નીચે ઘૂસી જાય છે 3 ડી-ઇલેક્ટ્રોન, પછી 6ઠ્ઠા સમયગાળાના તત્વોમાં બાહ્ય 6 હોય છે s-ઈલેક્ટ્રોન્સ પહેલેથી જ ડબલ સ્ક્રીન 5 હેઠળ પ્રવેશ કરે છે ડી- અને 4 f- ઇલેક્ટ્રોન. દાખ્લા તરીકે:

તેથી ડી-6ઠ્ઠા સમયગાળાના તત્વો બાહ્ય b s-ઇલેક્ટ્રોન ન્યુક્લિયસ સાથે વધુ નિશ્ચિતપણે બંધાયેલા છે અને તેથી, અણુઓની આયનીકરણ ઊર્જા તેના કરતા વધારે છે. ડી- 4 થી સમયગાળાના તત્વો.

અણુ કદ ડી-તત્વો અણુ કદ વચ્ચે મધ્યવર્તી છે s- અને પી- આપેલ સમયગાળાના તત્વો. સમયગાળા દરમિયાન તેમના અણુઓની ત્રિજ્યામાં ફેરફાર તેના કરતાં વધુ સરળ છે s- અને પી- તત્વો.

પેટાજૂથોમાં ડી- તત્વો, અણુ ત્રિજ્યા સામાન્ય રીતે વધે છે. નીચેના લક્ષણની નોંધ લેવી મહત્વપૂર્ણ છે: પેટાજૂથોમાં અણુ અને આયનીય ત્રિજ્યામાં વધારો ડી- તત્વો મુખ્યત્વે 4 થી તત્વથી 5 મી અવધિના તત્વમાં સંક્રમણને અનુરૂપ છે. અણુઓની અનુરૂપ ત્રિજ્યા ડી-આ પેટાજૂથના 5મા અને 6ઠ્ઠા સમયગાળાના તત્વો લગભગ સમાન છે. આ એ હકીકત દ્વારા સમજાવવામાં આવ્યું છે કે 5 થી 6 ઠ્ઠા સમયગાળા દરમિયાન સંક્રમણ દરમિયાન ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરોની સંખ્યામાં વધારો થવાને કારણે ત્રિજ્યામાં વધારો વળતર આપવામાં આવે છે. f- ઇલેક્ટ્રોન 4 સાથે ભરવાને કારણે સંકોચન થાય છે f-સબલેયર f-6ઠ્ઠા સમયગાળાના તત્વો. આ બાબતે f-કમ્પ્રેશન કહેવાય છે લેન્થેનાઇડ. બાહ્ય સ્તરોની સમાન ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનો સાથે અને લગભગ સમાન કદના અણુઓ અને આયન ડી-આ પેટાજૂથના 5મા અને 6ઠ્ઠા સમયગાળાના તત્વો ગુણધર્મોની વિશેષ સમાનતા દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલ છે.

સ્કેન્ડિયમ પેટાજૂથના તત્વો નોંધાયેલા દાખલાઓનું પાલન કરતા નથી. આ પેટાજૂથ પડોશી પેટાજૂથોની લાક્ષણિકતા પેટર્ન દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલ છે s- તત્વો.

સામયિક કાયદો રાસાયણિક પદ્ધતિનો આધાર છે

આ પણ જુઓ

નોંધો

સાહિત્ય

1. અખ્મેટોવ એન. એસ.અકાર્બનિક રસાયણશાસ્ત્રના અભ્યાસક્રમમાં વર્તમાન મુદ્દાઓ. - એમ.: શિક્ષણ, 1991. - 224 પૃષ્ઠ - ISBN 5-09-002630-0
2. કોરોલકોવ ડી. વી.અકાર્બનિક રસાયણશાસ્ત્રની મૂળભૂત બાબતો. - એમ.: શિક્ષણ, 1982. - 271 પૃષ્ઠ.
3. મેન્ડેલીવ ડી. આઈ.ફન્ડામેન્ટલ્સ ઓફ કેમિસ્ટ્રી, વોલ્યુમ 2. એમ.: ગોસ્કિમિઝદાત, 1947. 389 પી.
4. મેન્ડેલીવ ડી.આઈ.// બ્રોકહોસ અને એફ્રોનનો જ્ઞાનકોશીય શબ્દકોશ: 86 વોલ્યુમોમાં (82 વોલ્યુમો અને 4 વધારાના). - સેન્ટ પીટર્સબર્ગ. , 1890-1907.

આ પાઠ પરમાણુ બંધારણના સિદ્ધાંતના પ્રકાશમાં ડી.આઈ. મેન્ડેલીવ દ્વારા સામયિક કાયદા અને રાસાયણિક તત્વોના સામયિક કોષ્ટકની તપાસ કરે છે. નીચેના ખ્યાલો સમજાવવામાં આવ્યા છે: સામયિક કાયદાની આધુનિક રચના, સમયગાળા અને જૂથ સંખ્યાઓનો ભૌતિક અર્થ, નાના અને મોટા સમયગાળાના ઉદાહરણોનો ઉપયોગ કરીને તત્વોના અણુઓની લાક્ષણિકતાઓ અને ગુણધર્મો અને તેમના સંયોજનોમાં ફેરફારોની સામયિકતાના કારણો , મુખ્ય પેટાજૂથો, સામયિક કાયદાનો ભૌતિક અર્થ, તત્વની સામાન્ય લાક્ષણિકતાઓ અને સામયિક કોષ્ટકમાં તત્વની સ્થિતિના આધારે તેના સંયોજનોના ગુણધર્મો.

વિષય: અણુનું માળખું. સામયિક કાયદો

પાઠ: સામયિક કાયદો અને રાસાયણિક તત્વોની સામયિક સિસ્ટમ D.I. મેન્ડેલીવ

રસાયણશાસ્ત્રના વિજ્ઞાનની રચના દરમિયાન, વૈજ્ઞાનિકોએ તે સમય સુધીમાં જાણીતા કેટલાક ડઝન વિશેની માહિતીને વ્યવસ્થિત કરવાનો પ્રયાસ કર્યો. આ સમસ્યા D.I ને પણ આકર્ષિત કરે છે. મેન્ડેલીવ. તેણે પેટર્ન અને સંબંધોની શોધ કરી જે તમામ ઘટકોને આવરી લે, અને તેમાંના કેટલાકને જ નહીં. મેન્ડેલીવે તત્વની સૌથી મહત્વની લાક્ષણિકતા તેના પરમાણુનું દળ માનવામાં આવે છે. રાસાયણિક તત્વો વિશે તે સમયે જાણીતી તમામ માહિતીનું વિશ્લેષણ કરીને અને તેમને તેમના અણુ સમૂહના વધતા ક્રમમાં ગોઠવીને, 1869 માં તેમણે સામયિક કાયદો ઘડ્યો.

કાયદાનું નિવેદન:રાસાયણિક તત્વોના ગુણધર્મો, સરળ પદાર્થો, તેમજ સંયોજનોની રચના અને ગુણધર્મો સમયાંતરે અણુ સમૂહના મૂલ્ય પર આધારિત છે.

સામયિક કાયદો ઘડવામાં આવ્યો તે સમયે, અણુની રચના અને પ્રાથમિક કણોનું અસ્તિત્વ હજુ સુધી જાણીતું નહોતું. તે પછીથી એ પણ સ્થાપિત કરવામાં આવ્યું હતું કે મેન્ડેલીવે ધાર્યા મુજબ પદાર્થના ગુણધર્મો પરમાણુ સમૂહ પર આધાર રાખતા નથી. જો કે, આ માહિતી વિના, ડીઆઈ મેન્ડેલીવે તેના ટેબલમાં એક પણ ભૂલ કરી ન હતી.

મોસેલીની શોધ પછી, જેમણે પ્રાયોગિક રીતે સ્થાપિત કર્યું કે અણુના ન્યુક્લિયસનો ચાર્જ તેના કોષ્ટકમાં મેન્ડેલીવ દ્વારા દર્શાવેલ રાસાયણિક તત્વના સીરીયલ નંબર સાથે એકરુપ છે, તેના કાયદાની રચનામાં ફેરફારો કરવામાં આવ્યા હતા.

કાયદાની આધુનિક શબ્દરચના: રાસાયણિક તત્વોના ગુણધર્મો, સરળ પદાર્થો, તેમજ સંયોજનોની રચના અને ગુણધર્મો સમયાંતરે અણુ ન્યુક્લીના શુલ્કના મૂલ્યો પર આધારિત છે.

ચોખા. 1. સામયિક કાયદાની ગ્રાફિક અભિવ્યક્તિ એ ડી. આઈ. મેન્ડેલીવ દ્વારા રાસાયણિક તત્વોનું સામયિક કોષ્ટક છે

ચોખા. 2. ચાલો રુબિડિયમના ઉદાહરણનો ઉપયોગ કરીને તેમાં અપનાવવામાં આવેલા સંકેતને ધ્યાનમાં લઈએ

તત્વને અનુરૂપ દરેક કોષમાં, નીચેના રજૂ કરવામાં આવે છે: રાસાયણિક પ્રતીક, નામ, અણુમાં પ્રોટોનની સંખ્યાને અનુરૂપ સીરીયલ નંબર, સંબંધિત અણુ સમૂહ. અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા પ્રોટોનની સંખ્યાને અનુરૂપ છે. અણુમાં ન્યુટ્રોનની સંખ્યા સંબંધિત અણુ સમૂહ અને પ્રોટોનની સંખ્યા, એટલે કે અણુ સંખ્યા વચ્ચેના તફાવત દ્વારા શોધી શકાય છે.

એન(n 0 ) = એ આર - ઝેડ

જથ્થા સંબંધિત ઑર્ડિનલ

ન્યુટ્રોન અણુ સમૂહ તત્વ નંબર

ઉદાહરણ તરીકે, ક્લોરિનના આઇસોટોપ માટે 35 Clન્યુટ્રોનની સંખ્યા છે: 35-17= 18

સામયિક કોષ્ટકના ઘટકો છે જૂથો અને સમયગાળા.

સામયિક કોષ્ટકમાં તત્વોના આઠ જૂથો છે. દરેક જૂથમાં બે પેટાજૂથોનો સમાવેશ થાય છે: મુખ્ય અને ગૌણ.મુખ્ય મુદ્દાઓ પત્ર દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે એ, અને બાજુઓ - એક પત્ર સાથે b મુખ્ય પેટાજૂથમાં ગૌણ પેટાજૂથ કરતાં વધુ તત્વો હોય છે. મુખ્ય પેટાજૂથમાં s- અને p-તત્વો હોય છે, ગૌણ પેટાજૂથમાં d-તત્વો હોય છે.

સમૂહ- સામયિક કોષ્ટકની એક કૉલમ કે જે રાસાયણિક તત્વોને જોડે છે જે સંયોજક સ્તરની સમાન ઇલેક્ટ્રોનિક ગોઠવણીને કારણે રાસાયણિક રીતે સમાન હોય છે. સામયિક કોષ્ટક બનાવવાનો આ મૂળભૂત સિદ્ધાંત છે. ચાલો આને પ્રથમ બે જૂથોના ઘટકોના ઉદાહરણ તરીકે ધ્યાનમાં લઈએ.

ટેબલ 1

કોષ્ટક બતાવે છે કે મુખ્ય પેટાજૂથના પ્રથમ જૂથના તત્વોમાં એક વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન છે. મુખ્ય પેટાજૂથના બીજા જૂથના તત્વોમાં બે વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન હોય છે.

કેટલાક મુખ્ય પેટાજૂથોના પોતાના વિશિષ્ટ નામો છે:

ટેબલ 2

પિરિયડ તરીકે ઓળખાતી સ્ટ્રિંગ એ તત્વોનો ક્રમ છે જે તેમના મધ્યવર્તી કેન્દ્ર પર ચાર્જ વધારવાના ક્રમમાં ગોઠવવામાં આવે છે, જે આલ્કલી મેટલ (અથવા હાઇડ્રોજન) થી શરૂ થાય છે અને નોબલ ગેસ સાથે સમાપ્ત થાય છે.

નંબરસમયગાળો સમાન છે ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરોની સંખ્યાઅણુમાં.

સામયિક પ્રણાલીનું પ્રતિનિધિત્વ કરવા માટે બે મુખ્ય વિકલ્પો છે: લાંબા-ગાળા, જેમાં 18 જૂથોને અલગ પાડવામાં આવે છે (ફિગ. 3) અને ટૂંકા-ગાળા, જેમાં 8 જૂથો છે, પરંતુ મુખ્ય અને ગૌણ પેટાજૂથોનો ખ્યાલ રજૂ કરવામાં આવ્યો છે (ફિગ. 1).

ગૃહ કાર્ય

1. નંબર 3-5 (પૃ. 22) રુડ્ઝિટિસ જી.ઇ. રસાયણશાસ્ત્ર. સામાન્ય રસાયણશાસ્ત્રની મૂળભૂત બાબતો. 11મું ધોરણ: સામાન્ય શિક્ષણ સંસ્થાઓ માટે પાઠ્યપુસ્તક: મૂળભૂત સ્તર / G.E. રુડ્ઝિટિસ, એફ.જી. ફેલ્ડમેન. - 14મી આવૃત્તિ. - એમ.: શિક્ષણ, 2012.

2. કાર્બન અને સિલિકોન અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનની તુલના કરો. રાસાયણિક સંયોજનોમાં તેઓ કઈ સંયોજકતા અને ઓક્સિડેશન સ્થિતિઓ પ્રદર્શિત કરી શકે છે? હાઇડ્રોજન સાથે આ તત્વોના સંયોજનો માટે સૂત્રો આપો. સૌથી વધુ ઓક્સિડેશન અવસ્થામાં ઓક્સિજન સાથે તેમના સંયોજનોના સૂત્રો આપો.

3. નીચેના તત્વોના બાહ્ય શેલના ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો લખો: 14 Si, 15 P, 16 S, 17 Cl, 34 Se, 52 Te. આ શ્રેણીમાંથી ત્રણ તત્વો રાસાયણિક એનાલોગ છે (સમાન રાસાયણિક ગુણધર્મો દર્શાવે છે). આ તત્વો શું છે?

સામયિક કાયદો D.I. મેન્ડેલીવ અને રાસાયણિક તત્વોનું સામયિક કોષ્ટકરસાયણશાસ્ત્રના વિકાસમાં ખૂબ મહત્વ છે. ચાલો 1871માં પાછા જઈએ, જ્યારે રસાયણશાસ્ત્રના પ્રોફેસર ડી.આઈ. મેન્ડેલીવ, અસંખ્ય પરીક્ષણો અને ભૂલો દ્વારા, આ નિષ્કર્ષ પર આવ્યા હતા "... તત્વોના ગુણધર્મો, અને તેથી તેઓ બનાવેલા સરળ અને જટિલ શરીરના ગુણધર્મો, સમયાંતરે તેમના અણુ વજન પર આધારિત છે."ન્યુક્લિયસના ચાર્જમાં વધારો સાથે બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન સ્તરના ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનની સામયિક પુનરાવર્તનને કારણે તત્વોના ગુણધર્મોમાં ફેરફારોની સામયિકતા ઊભી થાય છે.

સામયિક કાયદાની આધુનિક રચનાઆ છે:

"રાસાયણિક તત્વોના ગુણધર્મો (એટલે ​​​​કે, તેઓ જે સંયોજનો બનાવે છે તેના ગુણધર્મો અને સ્વરૂપ) સમયાંતરે રાસાયણિક તત્વોના અણુઓના ન્યુક્લિયસના ચાર્જ પર આધારિત છે."

રસાયણશાસ્ત્ર શીખવતી વખતે, મેન્ડેલીવ સમજી ગયા કે દરેક તત્વના વ્યક્તિગત ગુણધર્મોને યાદ રાખવાથી વિદ્યાર્થીઓ માટે મુશ્કેલીઓ ઊભી થાય છે. તેણે તત્વોના ગુણધર્મોને યાદ રાખવાનું સરળ બનાવવા માટે વ્યવસ્થિત પદ્ધતિ બનાવવાની રીતો શોધવાનું શરૂ કર્યું. પરિણામ આવ્યું કુદરતી ટેબલ, પાછળથી તે તરીકે જાણીતું બન્યું સામયિક.

આપણું આધુનિક કોષ્ટક સામયિક કોષ્ટક જેવું જ છે. ચાલો તેના પર નજીકથી નજર કરીએ.

મેન્ડેલીવ ટેબલ

મેન્ડેલીવના સામયિક કોષ્ટકમાં 8 જૂથો અને 7 સમયગાળાનો સમાવેશ થાય છે.

કોષ્ટકની ઊભી કૉલમ કહેવામાં આવે છે જૂથો . દરેક જૂથના તત્વોમાં સમાન રાસાયણિક અને ભૌતિક ગુણધર્મો હોય છે. આ એ હકીકત દ્વારા સમજાવવામાં આવ્યું છે કે સમાન જૂથના તત્વોમાં બાહ્ય સ્તરની સમાન ઇલેક્ટ્રોનિક ગોઠવણી હોય છે, જેના પર ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા જૂથ સંખ્યા જેટલી હોય છે. આ કિસ્સામાં, જૂથ વિભાજિત થયેલ છે મુખ્ય અને ગૌણ પેટાજૂથો.

IN મુખ્ય પેટાજૂથોજેમાં એવા તત્વોનો સમાવેશ થાય છે કે જેના વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન બાહ્ય ns- અને np- સબલેવલ પર સ્થિત છે. IN બાજુના પેટાજૂથોએવા ઘટકોનો સમાવેશ થાય છે કે જેમના વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન બાહ્ય ns-સબલેવલ અને અંદરના (n - 1) d-sublevel (અથવા (n - 2) f-sublevel) પર સ્થિત છે.

માં બધા તત્વો સામયિક કોષ્ટક , કયા સબલેવલ (s-, p-, d- અથવા f-) વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનનું વર્ગીકરણ કરવામાં આવે છે તેના આધારે: s-તત્વો (જૂથો I અને II ના મુખ્ય પેટાજૂથોના તત્વો), p-તત્વો (મુખ્ય પેટાજૂથો III ના તત્વો - VII જૂથો), ડી-એલિમેન્ટ્સ (બાજુના પેટાજૂથોના તત્વો), એફ-તત્વો (લેન્થેનાઇડ્સ, એક્ટિનાઇડ્સ).

તત્વની સર્વોચ્ચ વેલેન્સી (O, F સિવાય, તાંબાના પેટાજૂથના ઘટકો અને જૂથ આઠ) તે જે જૂથમાં જોવા મળે છે તેની સંખ્યા જેટલી હોય છે.

મુખ્ય અને ગૌણ પેટાજૂથોના ઘટકો માટે, ઉચ્ચ ઓક્સાઇડ્સ (અને તેમના હાઇડ્રેટ) ના સૂત્રો સમાન છે. મુખ્ય પેટાજૂથોમાં, હાઇડ્રોજન સંયોજનોની રચના આ જૂથના તત્વો માટે સમાન છે. સોલિડ હાઇડ્રાઇડ્સ જૂથ I - III ના મુખ્ય પેટાજૂથોના ઘટકો બનાવે છે અને જૂથો IV - VII વાયુયુક્ત હાઇડ્રોજન સંયોજનો બનાવે છે. પ્રકાર EN 4 ના હાઇડ્રોજન સંયોજનો વધુ તટસ્થ સંયોજનો છે, EN 3 પાયા છે, H 2 E અને NE એ એસિડ છે.

કોષ્ટકની આડી પંક્તિઓ કહેવામાં આવે છે સમયગાળો. પીરિયડ્સમાંના તત્વો એકબીજાથી ભિન્ન હોય છે, પરંતુ તેમનામાં જે સામ્ય છે તે એ છે કે છેલ્લા ઈલેક્ટ્રોન સમાન ઉર્જા સ્તરે છે ( મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબરn- સમાન ).

પ્રથમ અવધિ અન્ય કરતા અલગ છે જેમાં ફક્ત 2 તત્વો છે: હાઇડ્રોજન H અને હિલીયમ He.

બીજા સમયગાળામાં 8 તત્વો (લી - ને) છે. લિથિયમ લી, એક આલ્કલી ધાતુ, સમયગાળો શરૂ કરે છે, અને ઉમદા ગેસ નિયોન ને તેને બંધ કરે છે.

ત્રીજા સમયગાળામાં, બીજાની જેમ, ત્યાં 8 તત્વો (Na - Ar) છે. સમયગાળો આલ્કલી મેટલ સોડિયમ Na થી શરૂ થાય છે, અને ઉમદા ગેસ આર્ગોન Ar તેને બંધ કરે છે.

ચોથા સમયગાળામાં 18 તત્વો (K - Kr) છે - મેન્ડેલીવે તેને પ્રથમ મોટા સમયગાળા તરીકે નિયુક્ત કર્યા. તે આલ્કલી ધાતુ પોટેશિયમથી પણ શરૂ થાય છે અને નિષ્ક્રિય ગેસ ક્રિપ્ટોન Kr સાથે સમાપ્ત થાય છે. મોટા સમયગાળાની રચનામાં સંક્રમણ તત્વોનો સમાવેશ થાય છે (Sc - Zn) - ડી-તત્વો

પાંચમા સમયગાળામાં, ચોથાની જેમ, ત્યાં 18 તત્વો (Rb - Xe) છે અને તેની રચના ચોથા જેવી જ છે. તે આલ્કલી મેટલ રુબિડિયમ Rb થી પણ શરૂ થાય છે, અને નિષ્ક્રિય ગેસ ઝેનોન Xe સાથે સમાપ્ત થાય છે. મોટા સમયગાળાની રચનામાં સંક્રમણ તત્વો (Y - Cd) નો સમાવેશ થાય છે - ડી-તત્વો

છઠ્ઠા સમયગાળામાં 32 તત્વો (Cs - Rn) નો સમાવેશ થાય છે. 10 સિવાય ડીતત્વો (La, Hf - Hg) તે 14 ની પંક્તિ ધરાવે છે f- તત્વો (લેન્થેનાઇડ્સ) - Ce - લુ

સાતમો સમયગાળો પૂરો થયો નથી. તે ફ્રાન્ક ફાધરથી શરૂ થાય છે, એવું માની શકાય છે કે તેમાં છઠ્ઠા સમયગાળાની જેમ, 32 ઘટકો હશે જે પહેલેથી જ મળી આવ્યા છે (Z = 118 સાથેના તત્વ સુધી).

ઇન્ટરેક્ટિવ સામયિક કોષ્ટક

જો તમે જુઓ સામયિક કોષ્ટકઅને એક કાલ્પનિક રેખા દોરો જે બોરોનથી શરૂ થાય છે અને પોલોનિયમ અને એસ્ટાટાઇન વચ્ચે સમાપ્ત થાય છે, પછી બધી ધાતુઓ રેખાની ડાબી બાજુ અને બિન-ધાતુઓ જમણી તરફ હશે. તરત જ આ રેખાને અડીને આવેલા તત્વોમાં ધાતુઓ અને બિન-ધાતુ બંનેના ગુણધર્મો હશે. તેમને મેટાલોઇડ્સ અથવા સેમિમેટલ્સ કહેવામાં આવે છે. આ બોરોન, સિલિકોન, જર્મેનિયમ, આર્સેનિક, એન્ટિમોની, ટેલુરિયમ અને પોલોનિયમ છે.

સામયિક કાયદો

મેન્ડેલીવે સામયિક કાયદાની નીચેની રચના આપી: "સરળ શરીરના ગુણધર્મો, તેમજ તત્વોના સંયોજનોના સ્વરૂપો અને ગુણધર્મો, અને તેથી તેઓ બનાવેલા સરળ અને જટિલ શરીરના ગુણધર્મો સમયાંતરે તેમના અણુ વજન પર આધારિત છે. "
ચાર મુખ્ય સામયિક પેટર્ન છે:

ઓક્ટેટ નિયમજણાવે છે કે નજીકના ઉમદા ગેસની આઠ-ઇલેક્ટ્રોન ગોઠવણી કરવા માટે તમામ તત્વો ઇલેક્ટ્રોન મેળવવા અથવા ગુમાવવાનું વલણ ધરાવે છે. કારણ કે ઉમદા વાયુઓના બાહ્ય s- અને p- ભ્રમણકક્ષાઓ સંપૂર્ણપણે ભરેલા હોવાથી, તે સૌથી સ્થિર તત્વો છે.
આયનીકરણ ઊર્જાઅણુમાંથી ઇલેક્ટ્રોનને દૂર કરવા માટે જરૂરી ઊર્જાનો જથ્થો છે. ઓક્ટેટ નિયમ મુજબ, જ્યારે સામયિક કોષ્ટકને ડાબેથી જમણે ખસેડવામાં આવે છે, ત્યારે ઇલેક્ટ્રોનને દૂર કરવા માટે વધુ ઊર્જાની જરૂર પડે છે. તેથી, કોષ્ટકની ડાબી બાજુના તત્વો ઇલેક્ટ્રોન ગુમાવે છે, અને જમણી બાજુના તત્વો એક મેળવવાનું વલણ ધરાવે છે. નિષ્ક્રિય વાયુઓમાં સૌથી વધુ આયનીકરણ ઊર્જા હોય છે. આયનીકરણ ઊર્જા ઘટે છે કારણ કે તમે જૂથ નીચે ખસેડો નીચા ઉર્જા સ્તરે ઇલેક્ટ્રોન ઉચ્ચ ઉર્જા સ્તરો પર ઇલેક્ટ્રોનને ભગાડવાની ક્ષમતા ધરાવે છે. આ ઘટના કહેવામાં આવે છે રક્ષણાત્મક અસર. આ અસરને લીધે, બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન ન્યુક્લિયસ સાથે ઓછા ચુસ્તપણે બંધાયેલા છે. સમયગાળા સાથે આગળ વધવાથી, આયનીકરણ ઊર્જા સરળતાથી ડાબેથી જમણે વધે છે.

ઇલેક્ટ્રોન એફિનિટી- જ્યારે વાયુ અવસ્થામાં કોઈ પદાર્થનો અણુ વધારાના ઈલેક્ટ્રોન મેળવે ત્યારે ઊર્જામાં ફેરફાર. જેમ જેમ કોઈ વ્યક્તિ જૂથમાંથી નીચે જાય છે તેમ, સ્ક્રીનીંગ અસરને કારણે ઇલેક્ટ્રોનનું આકર્ષણ ઓછું નકારાત્મક બને છે.

ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી- તેની સાથે સંકળાયેલા બીજા અણુમાંથી ઇલેક્ટ્રોનને કેટલી મજબૂત રીતે આકર્ષિત કરે છે તેનું માપ. જ્યારે અંદર જતા હોય ત્યારે ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી વધે છે સામયિક કોષ્ટકડાબેથી જમણે અને નીચેથી ઉપર. તે યાદ રાખવું જ જોઇએ કે ઉમદા વાયુઓમાં ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી હોતી નથી. આમ, સૌથી વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ તત્વ ફ્લોરિન છે.

આ ખ્યાલોના આધારે, ચાલો આપણે ધ્યાનમાં લઈએ કે અણુઓના ગુણધર્મો અને તેમના સંયોજનો કેવી રીતે બદલાય છે સામયિક કોષ્ટક.

તેથી, સામયિક અવલંબનમાં અણુના આવા ગુણધર્મો છે જે તેના ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન સાથે સંકળાયેલા છે: અણુ ત્રિજ્યા, આયનીકરણ ઊર્જા, ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી.

ચાલો આપણે અણુઓના ગુણધર્મો અને તેમના સંયોજનોમાં તેમની સ્થિતિના આધારે ફેરફારને ધ્યાનમાં લઈએ રાસાયણિક તત્વોનું સામયિક કોષ્ટક.

અણુની બિન-ધાતુતા વધે છેજ્યારે સામયિક કોષ્ટકમાં ખસેડો ડાબેથી જમણે અને નીચેથી ઉપર. આ કારણે ઓક્સાઇડના મૂળભૂત ગુણધર્મો ઘટે છે,અને એસિડિક ગુણધર્મો એ જ ક્રમમાં વધે છે - જ્યારે ડાબેથી જમણે અને નીચેથી ઉપર તરફ જાય છે. તદુપરાંત, ઓક્સાઇડના એસિડિક ગુણધર્મો વધુ મજબૂત છે, જે તત્વ બનાવે છે તેની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ વધારે છે.

ડાબેથી જમણે સમયગાળા દ્વારા મૂળભૂત ગુણધર્મો હાઇડ્રોક્સાઇડમુખ્ય પેટાજૂથોમાં, ઉપરથી નીચે સુધી, પાયાની મજબૂતાઈ વધે છે. તદુપરાંત, જો ધાતુ ઘણા હાઇડ્રોક્સાઇડ્સ બનાવી શકે છે, તો પછી ધાતુની ઓક્સિડેશન સ્થિતિમાં વધારો સાથે, મૂળભૂત ગુણધર્મોહાઇડ્રોક્સાઇડ્સ નબળા પડે છે.

સમયગાળા દ્વારા ડાબેથી જમણેઓક્સિજન ધરાવતા એસિડની શક્તિ વધે છે. જ્યારે એક જૂથની અંદર ઉપરથી નીચે તરફ જાય છે, ત્યારે ઓક્સિજન ધરાવતા એસિડની શક્તિ ઘટે છે. આ કિસ્સામાં, એસિડ બનાવતા તત્વની વધતી જતી ઓક્સિડેશન સ્થિતિ સાથે એસિડની મજબૂતાઈ વધે છે.

સમયગાળા દ્વારા ડાબેથી જમણેઓક્સિજન-મુક્ત એસિડની શક્તિ વધે છે. જ્યારે એક જૂથમાં ઉપરથી નીચે તરફ જાય છે, ત્યારે ઓક્સિજન-મુક્ત એસિડની શક્તિ વધે છે.

અહીં વાચકને વૈજ્ઞાનિક ક્ષેત્રમાં માણસ દ્વારા શોધાયેલ સૌથી મહત્વપૂર્ણ કાયદાઓમાંથી એક વિશે માહિતી મળશે - દિમિત્રી ઇવાનોવિચ મેન્ડેલીવનો સામયિક કાયદો. તમે તેના મહત્વ અને રસાયણશાસ્ત્ર પરના પ્રભાવથી પરિચિત થશો, સામયિક કાયદાની સામાન્ય જોગવાઈઓ, લાક્ષણિકતાઓ અને વિગતો, શોધનો ઇતિહાસ અને મુખ્ય જોગવાઈઓ ધ્યાનમાં લેવામાં આવશે.

સામયિક કાયદો શું છે

સામયિક કાયદો એ મૂળભૂત પ્રકૃતિનો કુદરતી કાયદો છે, જેની શોધ ડીઆઈ મેન્ડેલીવ દ્વારા 1869 માં કરવામાં આવી હતી, અને તે શોધ તે સમયે જાણીતા કેટલાક રાસાયણિક તત્વોના ગુણધર્મો અને અણુ સમૂહ મૂલ્યોની તુલના દ્વારા થઈ હતી.

મેન્ડેલીવે દલીલ કરી હતી કે, તેમના કાયદા અનુસાર, સરળ અને જટિલ પદાર્થો અને તત્વોના વિવિધ સંયોજનો તેમના સામયિક પ્રકાર પર અને તેમના અણુના વજન પર આધાર રાખે છે.

સામયિક કાયદો તેના પ્રકારમાં અનન્ય છે અને આ એ હકીકતને કારણે છે કે તે પ્રકૃતિ અને બ્રહ્માંડના અન્ય મૂળભૂત નિયમોથી વિપરીત, ગાણિતિક સમીકરણો દ્વારા વ્યક્ત થતો નથી. ગ્રાફિકલી, તે રાસાયણિક તત્વોના સામયિક કોષ્ટકમાં તેની અભિવ્યક્તિ શોધે છે.

શોધનો ઇતિહાસ

સામયિક કાયદાની શોધ 1869 માં થઈ હતી, પરંતુ તમામ જાણીતા x-th તત્વોને વ્યવસ્થિત કરવાના પ્રયાસો તેના ઘણા સમય પહેલા શરૂ થયા હતા.

આવી સિસ્ટમ બનાવવાનો પ્રથમ પ્રયાસ 1829માં I. V. Debereiner દ્વારા કરવામાં આવ્યો હતો. તેમણે ત્રણ ઘટકોના આ જૂથમાં સમાવિષ્ટ અણુ સમૂહના અડધા સરવાળાની નિકટતા દ્વારા એકબીજા સાથે સંબંધિત તમામ રાસાયણિક તત્ત્વોને ત્રિપુટીઓમાં વર્ગીકૃત કર્યા હતા. . ડેબેરેનરને અનુસરીને, એ. ડી ચાનકોર્ટોઈસ દ્વારા તત્વોના વર્ગીકરણ માટે એક અનોખું કોષ્ટક બનાવવાનો પ્રયાસ કરવામાં આવ્યો હતો; તેણે તેની સિસ્ટમને "પૃથ્વી સર્પાકાર" તરીકે ઓળખાવી હતી, અને તેના પછી જ્હોન ન્યૂલેન્ડ્સ દ્વારા ન્યૂલેન્ડ્સ ઓક્ટેવનું સંકલન કરવામાં આવ્યું હતું. 1864 માં, લગભગ એક સાથે, વિલિયમ ઓલ્ડિંગ અને લોથર મેયરે એકબીજાથી સ્વતંત્ર રીતે બનાવેલા કોષ્ટકો પ્રકાશિત કર્યા.

સામયિક કાયદો 8 માર્ચ, 1869 ના રોજ સમીક્ષા માટે વૈજ્ઞાનિક સમુદાય સમક્ષ રજૂ કરવામાં આવ્યો હતો, અને આ રશિયન સોસાયટીની બેઠક દરમિયાન થયું હતું. દિમિત્રી ઇવાનોવિચ મેન્ડેલીવે તેની શોધની ઘોષણા દરેકની સામે કરી, અને તે જ વર્ષે મેન્ડેલીવની પાઠયપુસ્તક "ફન્ડામેન્ટલ્સ ઓફ કેમિસ્ટ્રી" પ્રકાશિત થઈ, જ્યાં તેમના દ્વારા બનાવેલ સામયિક કોષ્ટક પ્રથમ વખત બતાવવામાં આવ્યું. એક વર્ષ પછી, 1870 માં, તેમણે એક લેખ લખ્યો અને તેને રશિયન કેમિકલ સોસાયટીમાં સબમિટ કર્યો, જ્યાં સામયિક કાયદાની વિભાવનાનો પ્રથમ ઉપયોગ કરવામાં આવ્યો હતો. 1871 માં, મેન્ડેલીવે રાસાયણિક તત્વોના સામયિક કાયદા પરના તેમના પ્રખ્યાત લેખમાં તેમના ખ્યાલનું વ્યાપક વર્ણન આપ્યું હતું.

રસાયણશાસ્ત્રના વિકાસમાં અમૂલ્ય યોગદાન

વિશ્વભરના વૈજ્ઞાનિક સમુદાય માટે સામયિક કાયદાનું મહત્વ અતિ મહાન છે. આ એ હકીકતને કારણે છે કે તેની શોધે રસાયણશાસ્ત્ર અને અન્ય કુદરતી વિજ્ઞાન, ઉદાહરણ તરીકે, ભૌતિકશાસ્ત્ર અને જીવવિજ્ઞાન બંનેના વિકાસને શક્તિશાળી પ્રોત્સાહન આપ્યું. તત્વો અને તેમની ગુણાત્મક રાસાયણિક અને ભૌતિક લાક્ષણિકતાઓ વચ્ચેનો સંબંધ ખુલ્લો હતો, આનાથી એક સિદ્ધાંત અનુસાર તમામ તત્વોના નિર્માણના સારને સમજવાનું શક્ય બન્યું અને રાસાયણિક તત્વો વિશેની વિભાવનાઓની આધુનિક રચનાને જન્મ આપ્યો. જટિલ અને સરળ રચનાના પદાર્થો.

સામયિક કાયદાના ઉપયોગથી રાસાયણિક આગાહીની સમસ્યાને ઉકેલવાનું અને જાણીતા રાસાયણિક તત્વોના વર્તનનું કારણ નક્કી કરવાનું શક્ય બન્યું. અણુ ઊર્જા સહિત અણુ ભૌતિકશાસ્ત્ર આ જ કાયદાના પરિણામે શક્ય બન્યું. બદલામાં, આ વિજ્ઞાનોએ આ કાયદાના સારની ક્ષિતિજને વિસ્તૃત કરવાનું અને તેની સમજને વધુ ઊંડી બનાવવાનું શક્ય બનાવ્યું.

સામયિક કોષ્ટકના તત્વોના રાસાયણિક ગુણધર્મો

સારમાં, રાસાયણિક તત્ત્વો મુક્ત અણુ અથવા આયનની સ્થિતિમાં, સોલ્વેટેડ અથવા હાઇડ્રેટેડ, એક સરળ પદાર્થમાં અને તેમના અસંખ્ય સંયોજનો રચી શકે તેવા સ્વરૂપમાં તેમનામાં રહેલી લાક્ષણિકતાઓ દ્વારા એકબીજા સાથે જોડાયેલા હોય છે. જો કે, આ ગુણધર્મોમાં સામાન્ય રીતે બે ઘટનાઓનો સમાવેશ થાય છે: મુક્ત સ્થિતિમાં અણુની લાક્ષણિકતા અને સાદા પદાર્થના ગુણધર્મો. આ પ્રકારના ગુણધર્મોના ઘણા પ્રકારો છે, પરંતુ સૌથી મહત્વપૂર્ણ છે:

1. અણુ આયનીકરણ અને તેની ઊર્જા, કોષ્ટકમાં તત્વની સ્થિતિ, તેની ક્રમાંકિત સંખ્યા પર આધાર રાખીને.
2. અણુ અને ઇલેક્ટ્રોનની ઉર્જા સંબંધ, જે અણુ આયનીકરણની જેમ, સામયિક કોષ્ટકમાં તત્વના સ્થાન પર આધારિત છે.
3. અણુની ઈલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી, જેનું મૂલ્ય સતત હોતું નથી, પરંતુ વિવિધ પરિબળોના આધારે બદલાઈ શકે છે.
4. અણુઓ અને આયનોની ત્રિજ્યા - અહીં, એક નિયમ તરીકે, પ્રયોગમૂલક ડેટાનો ઉપયોગ કરવામાં આવે છે, જે ગતિની સ્થિતિમાં ઇલેક્ટ્રોનની તરંગ પ્રકૃતિ સાથે સંકળાયેલ છે.
5. સરળ પદાર્થોનું અણુકરણ - તત્વની પ્રતિક્રિયાશીલતા ક્ષમતાઓનું વર્ણન.
6. ઓક્સિડેશન અવસ્થાઓ એક ઔપચારિક લાક્ષણિકતા છે, પરંતુ તે તત્વની સૌથી મહત્વપૂર્ણ લાક્ષણિકતાઓમાંની એક તરીકે દેખાય છે.
7. સરળ પદાર્થો માટે ઓક્સિડેશન સંભવિત એ જલીય દ્રાવણમાં કાર્ય કરવા માટે પદાર્થની સંભવિતતાનું માપન અને સંકેત છે, તેમજ રેડોક્સ ગુણધર્મોના અભિવ્યક્તિનું સ્તર છે.

આંતરિક અને ગૌણ પ્રકારના તત્વોની સામયિકતા

સામયિક કાયદો પ્રકૃતિના અન્ય મહત્વપૂર્ણ ઘટક - આંતરિક અને ગૌણ સામયિકતાની સમજ આપે છે. પરમાણુ ગુણધર્મોનો અભ્યાસ કરવાના ઉપરોક્ત વિસ્તારો વાસ્તવમાં કોઈ વિચારે તે કરતાં વધુ જટિલ છે. આ એ હકીકતને કારણે છે કે કોષ્ટકના તત્વો s, p, d સમયગાળા (આંતરિક સામયિકતા) અને જૂથ (ગૌણ સામયિકતા) માં તેમની સ્થિતિના આધારે તેમની ગુણાત્મક લાક્ષણિકતાઓમાં ફેરફાર કરે છે. ઉદાહરણ તરીકે, તત્વ s ના પ્રથમ જૂથમાંથી આઠમાથી p-તત્વમાં સંક્રમણની આંતરિક પ્રક્રિયા આયનાઇઝ્ડ અણુની ઊર્જા રેખાના વળાંક પર લઘુત્તમ અને મહત્તમ બિંદુઓ સાથે છે. આ ઘટના સમયગાળામાં તેની સ્થિતિ અનુસાર અણુના ગુણધર્મોમાં ફેરફારોની સામયિકતાની આંતરિક અસ્થિરતા દર્શાવે છે.

પરિણામો

હવે વાચકને મેન્ડેલીવનો સામયિક કાયદો શું છે તેની સ્પષ્ટ સમજ અને વ્યાખ્યા છે, માણસ માટે તેનું મહત્વ અને વિવિધ વિજ્ઞાનના વિકાસને સમજે છે અને તેની આધુનિક જોગવાઈઓ અને તેની શોધના ઇતિહાસનો ખ્યાલ ધરાવે છે.