Periodinis cheminių elementų dėsnis yra pagrindinis gamtos dėsnis, nustatantis cheminių elementų savybių pokyčių periodiškumą didėjant jų atomų branduolių krūviams. Įstatymo atradimo data laikoma 1869 m. kovo 1 d. (senuoju stiliumi vasario 17 d.), kai D. I. Mendelejevas baigė kurti „Elementų sistemos, pagrįstos jų atominiu svoriu ir cheminiu panašumu, patirtį“. Terminą „periodinis dėsnis“ („periodiškumo dėsnis“) mokslininkas pirmą kartą pavartojo 1870 m. pabaigoje. Mendelejevo teigimu, „trijų tipų duomenys“ prisidėjo prie periodinio dėsnio atradimo. Pirma, pakankamai daug žinomų elementų (63); antra, pakankamai gerai išmanyti daugumos jų savybes; trečia, tai, kad daugelio elementų atominiai svoriai buvo nustatyti labai tiksliai, todėl cheminiai elementai galėjo būti išdėstyti natūralia serija pagal jų atominio svorio padidėjimą. Lemiamąja dėsnio atradimo sąlyga Mendelejevas laikė visų elementų palyginimą pagal jų atomines mases (anksčiau buvo lyginami tik chemiškai panašūs elementai).
Klasikinė periodinio įstatymo formuluotė, kurią Mendelejevas pateikė 1871 m. liepos mėn., teigė: „Elementų savybės, taigi ir paprastų bei sudėtingų kūnų, kuriuos jie sudaro, savybės periodiškai priklauso nuo jų atominės masės“. Ši formuluotė galiojo daugiau nei 40 metų, tačiau periodinis įstatymas liko tik faktų konstatavimu ir neturėjo jokio fizinio pagrindo. Tai tapo įmanoma tik 10-ojo dešimtmečio viduryje, kai buvo sukurtas atomo branduolinis planetinis modelis (žr. Atomas) ir nustatyta, kad elemento eilės numeris periodinėje lentelėje yra skaitinis lygus jo branduolio krūviui. atomas. Dėl to tapo įmanoma fiziškai suformuluoti periodinį dėsnį: „Elementų ir jų sudarytų paprastų bei sudėtingų medžiagų savybės periodiškai priklauso nuo jų atomų branduolių (Z) krūvių dydžio“. Jis vis dar plačiai naudojamas ir šiandien. Periodinio dėsnio esmę galima išreikšti kitais žodžiais: „Atomų išorinių elektronų apvalkalų konfigūracijos periodiškai kartojasi didėjant Z“; Tai savotiška „elektroninė“ įstatymo formuluotė.
Esminis periodinio dėsnio bruožas yra tas, kad, skirtingai nei kai kurie kiti pagrindiniai gamtos dėsniai (pavyzdžiui, visuotinės gravitacijos dėsnis arba masės ir energijos ekvivalentiškumo dėsnis), jis neturi kiekybinės išraiškos, ty negali būti parašytas bet kokios arba matematinės formulės ar lygties forma. Tuo tarpu pats Mendelejevas ir kiti mokslininkai bandė ieškoti matematinės dėsnio išraiškos. Formulių ir lygčių pavidalu įvairūs atomų elektroninių konfigūracijų sudarymo modeliai gali būti kiekybiškai išreikšti priklausomai nuo pagrindinių ir orbitinių kvantinių skaičių reikšmių. Kalbant apie periodinį dėsnį, jis turi aiškų grafinį atspindį kaip periodinė cheminių elementų sistema, kurią daugiausia vaizduoja įvairių tipų lentelės.
Periodinis dėsnis yra universalus dėsnis visai Visatai, pasireiškiantis visur, kur egzistuoja atominio tipo materialios struktūros. Tačiau ne tik atomų konfigūracijos periodiškai keičiasi didėjant Z. Paaiškėjo, kad periodiškai kinta ir atomų branduolių struktūra bei savybės, nors pati periodinio kitimo prigimtis čia daug sudėtingesnė nei atomų: branduoliuose vyksta reguliarus protonų ir neutronų apvalkalų susidarymas. Branduoliai, kuriuose yra užpildyti šie apvalkalai (juose yra 2, 8, 20, 50, 82, 126 protonai arba neutronai), vadinami „stebukliais“ ir laikomi savotiškomis periodinės atomų branduolių sistemos periodų ribomis.
1871 metais buvo suformuluotas Mendelejevo periodinis įstatymas. Iki to laiko mokslas žinojo 63 elementus, o Dmitrijus Ivanovičius Mendelejevas užsakė juos pagal santykinę atominę masę. Šiuolaikinė periodinė lentelė gerokai išsiplėtė.
Istorija
1869 m., Dirbdamas prie chemijos vadovėlio, Dmitrijus Mendelejevas susidūrė su per daugelį metų įvairių mokslininkų – jo pirmtakų ir amžininkų – sukauptos medžiagos sisteminimo problema. Dar prieš Mendelejevo darbą buvo bandoma susisteminti elementus, kurie buvo būtini periodinės lentelės kūrimo prielaida.
Ryžiai. 1. Mendelejevas D.I.
Elementų klasifikavimo paieškos apibendrintos lentelėje.
Mendelejevas suskirstė elementus pagal santykinę atominę masę, išdėstydamas juos didėjančia tvarka. Iš viso buvo devyniolika horizontalių ir šešių vertikalių eilučių. Tai buvo pirmasis periodinės elementų lentelės leidimas. Čia prasideda periodinio dėsnio atradimo istorija.
Mokslininkui prireikė beveik trejų metų sukurti naują, pažangesnę lentelę. Šešios elementų kolonos tapo horizontaliais laikotarpiais, kurių kiekvienas prasidėjo šarminiu metalu ir baigėsi nemetalu (tauriosios dujos dar nebuvo žinomos). Horizontalios eilutės sudarė aštuonias vertikalias grupes.
Skirtingai nei jo kolegos, Mendelejevas naudojo du elementų paskirstymo kriterijus:
- atominė masė;
- cheminės savybės.
Paaiškėjo, kad tarp šių dviejų kriterijų yra tam tikras modelis. Po tam tikro skaičiaus elementų, kurių atominė masė didėja, savybės pradeda kartotis.
Ryžiai. 2. Mendelejevo sudaryta lentelė.
Iš pradžių teorija nebuvo išreikšta matematiškai ir negalėjo būti visiškai patvirtinta eksperimentiškai. Fizinė dėsnio prasmė paaiškėjo tik sukūrus atomo modelį. Esmė yra pakartoti elektroninių apvalkalų struktūrą, nuosekliai didėjant branduoliniams krūviams, o tai atsispindi cheminėse ir fizinėse elementų savybėse.
Teisė
Nustatęs savybių pokyčių periodiškumą didėjant atominei masei, Mendelejevas 1871 m. suformulavo periodinį dėsnį, kuris tapo pagrindiniu chemijos moksle.
Dmitrijus Ivanovičius nustatė, kad paprastų medžiagų savybės periodiškai priklauso nuo santykinių atominių masių.
XIX amžiaus mokslas neturėjo šiuolaikinių žinių apie elementus, todėl šiuolaikinė įstatymo formuluotė šiek tiek skiriasi nuo Mendelejevo. Tačiau esmė išlieka ta pati.
Toliau tobulėjant mokslui, buvo tiriama atomo sandara, turėjusi įtakos periodinio dėsnio formulavimui. Pagal šiuolaikinį periodinį dėsnį cheminių elementų savybės priklauso nuo atomų branduolių krūvių.
Lentelė
Nuo Mendelejevo laikų jo sukurta lentelė gerokai pasikeitė ir pradėjo atspindėti beveik visas elementų funkcijas ir savybes. Gebėjimas naudotis lentele yra būtinas tolesniam chemijos tyrimui. Šiuolaikinis stalas pateikiamas trimis formomis:
- trumpas - periodai užima dvi eilutes, o vandenilis dažnai priskiriamas 7 grupei;
- ilgas - iš stalo pašalinami izotopai ir radioaktyvūs elementai;
- itin ilgas - kiekvienas laikotarpis užima atskirą eilutę.
Ryžiai. 3. Ilgas modernus stalas.
Trumpoji lentelė yra labiausiai pasenusi versija, kuri buvo nutraukta 1989 m., tačiau vis dar naudojama daugelyje vadovėlių. Ilgos ir ypač ilgos formos yra tarptautiniu mastu pripažintos ir naudojamos visame pasaulyje. Nepaisant nusistovėjusių formų, mokslininkai ir toliau tobulina periodinę sistemą, siūlydami naujas galimybes.
Ko mes išmokome?
Periodinis įstatymas ir Mendelejevo periodinė sistema buvo suformuluoti 1871 m. Mendelejevas nustatė elementų savybių modelius ir sutvarkė juos pagal santykinę atominę masę. Didėjant masėms, elementų savybės keitėsi, o vėliau kartojosi. Vėliau lentelė buvo papildyta, o įstatymas pakoreguotas pagal šiuolaikines žinias.
Testas tema
Ataskaitos vertinimas
Vidutinis įvertinimas: 4.6. Iš viso gautų įvertinimų: 135.
Duomenys apie branduolio sandarą ir elektronų pasiskirstymą atomuose leidžia nagrinėti periodinį dėsnį ir periodinę elementų sistemą iš pagrindinių fizinių padėčių. Remiantis šiuolaikinėmis sąvokomis, periodinis įstatymas suformuluotas taip:
Paprastų medžiagų savybės, taip pat elementų junginių formos ir savybės periodiškai priklauso nuo atomo branduolio krūvio dydžio (eilės skaičiaus).
Periodinė lentelė D.I. Mendelejevas
Šiuo metu yra žinoma daugiau nei 500 periodinės lentelės variantų: tai įvairios periodinio dėsnio perteikimo formos.
Pirmoji 1869 m. kovo 1 d. D. I. Mendelejevo pasiūlyta elementų sistemos versija buvo vadinamoji ilgosios formos versija. Šioje versijoje laikotarpiai buvo išdėstyti vienoje eilutėje.
Periodinėje sistemoje horizontaliai yra 7 periodai, iš kurių pirmieji trys vadinami mažaisiais, o likusieji – dideliais. Pirmajame periode yra 2 elementai, antrame ir trečiame - po 8, ketvirtame ir penktame - 18, šeštame - 32, septintame (neužbaigtame) - 21 elementas. Kiekvienas periodas, išskyrus pirmąjį, prasideda šarminiu metalu ir baigiasi tauriosiomis dujomis (7 periodas nebaigtas).
Visi periodinės lentelės elementai yra sunumeruoti tokia tvarka, kokia jie seka vienas kitą. Elementų skaičiai vadinami atominiais skaičiais arba atominiais skaičiais.
Sistemoje yra 10 eilučių. Kiekvienas mažas periodas susideda iš vienos eilutės, kiekvienas didelis periodas susideda iš dviejų eilučių: lyginės (viršutinės) ir nelyginės (apatinės). Lygiose didelių laikotarpių eilėse (ketvirtoje, šeštoje, aštuntoje ir dešimtoje) yra tik metalai, o elementų savybės eilutėje šiek tiek keičiasi iš kairės į dešinę. Nelyginėse didelių laikotarpių eilutėse (penktoje, septintoje ir devintoje) elementų savybės eilutėje keičiasi iš kairės į dešinę, kaip ir tipiniai elementai.
Pagrindinis bruožas, pagal kurį ilgų laikotarpių elementai skirstomi į dvi serijas, yra jų oksidacijos būsena. Jų identiškos vertės kartojasi du kartus per laikotarpį, kai padidėja elementų atominės masės. Pavyzdžiui, ketvirtajame periode elementų oksidacijos būsenos nuo K iki Mn kinta nuo +1 iki +7, po to seka Fe, Co, Ni triada (tai yra lyginės serijos elementai), po kurio toks pat padidėjimas. stebimas elementų oksidacijos būsenos nuo Cu iki Br ( Tai yra nelyginės eilutės elementai). Tą patį matome ir likusiais dideliais laikotarpiais, išskyrus septintą, kuris susideda iš vienos (lyginės) eilutės. Elementų derinių formos dideliais laikotarpiais taip pat kartojasi du kartus.
Šeštajame periode, po lantano, yra 14 elementų, kurių eilės numeriai yra 58–71, vadinami lantanidais (žodis „lantanidai“ reiškia kaip lantanas, o „actinodes“ reiškia „panašus į aktinį“). o tai reiškia, kad šie lantanai po aktinium). turi stiprią horizontalią analogiją.
Septintuoju laikotarpiu aktinidų šeimą sudaro 14 elementų, kurių serijos numeriai yra 90–103. Jie taip pat dedami atskirai - po lantanidais, o atitinkamoje ląstelėje dvi žvaigždutės nurodo jų išsidėstymo sistemoje seką: Ac-Lr. Tačiau skirtingai nuo lantanidų, horizontalioji analogija aktiniduose yra silpnai išreikšta. Jų junginiuose yra daugiau skirtingų oksidacijos būsenų. Pavyzdžiui, aktinio oksidacijos būsena yra +3, o urano +3, +4, +5 ir +6. Tirti aktinidų chemines savybes itin sunku dėl jų branduolių nestabilumo.
Periodinėje lentelėje yra aštuonios vertikaliai išdėstytos grupės (pažymėtos romėniškais skaitmenimis). Grupės numeris yra susijęs su elementų, kuriuos jie turi junginiuose, oksidacijos laipsniu. Paprastai aukščiausia teigiama elemento oksidacijos būsena yra lygi grupės skaičiui. Išimtis yra fluoras - jo oksidacijos laipsnis yra -1; vario, sidabro, aukso oksidacijos laipsniai yra +1, +2 ir +3; Iš VIII grupės elementų oksidacijos laipsnis +8 žinomas tik osmiui, ruteniui ir ksenonui.
VIII grupėje yra inertinių dujų. Anksčiau buvo manoma, kad jie nesugeba sudaryti cheminių junginių.
Kiekviena grupė skirstoma į du pogrupius – pagrindinį ir antrinį, kurie periodinėje lentelėje pabrėžiami vienų pasislinkimu į dešinę, o kitus į kairę. Pagrindinį pogrupį sudaro tipiniai elementai (antrojo ir trečiojo periodų elementai) ir didelių laikotarpių elementai, panašūs į juos cheminėmis savybėmis. Antrinį pogrupį sudaro tik metalai – ilgų laikotarpių elementai. VIII grupė skiriasi nuo kitų. Be pagrindinio helio pogrupio, jį sudaro trys antriniai pogrupiai: geležies pogrupis, kobalto pogrupis ir nikelio pogrupis.
Pagrindinių ir antrinių pogrupių elementų cheminės savybės labai skiriasi. Pavyzdžiui, VII grupėje pagrindinį pogrupį sudaro nemetalai F, CI, Br, I, At, o antrinį pogrupį – metalai Mn, Tc, Re. Taigi, pogrupiai sujungia elementus, kurie yra labiausiai panašūs vienas į kitą.
Visi elementai, išskyrus helią, neoną ir argoną, sudaro deguonies junginius; Yra tik 8 deguonies junginių formos. Periodinėje lentelėje jie dažnai vaizduojami bendromis formulėmis, išdėstytomis po kiekviena grupe didėjančia elementų oksidacijos būsena: R 2 O, RO, R 2 O 3, RO 2, R 2 O 5, RO 3, R 2 O 7, RO 4, kur R yra šios grupės elementas. Aukštesniųjų oksidų formulės taikomos visiems grupės elementams (didiesiems ir mažiesiems), išskyrus tuos atvejus, kai elementų oksidacijos būsena nėra lygi grupės skaičiui.
Pagrindinių pogrupių elementai, pradedant nuo IV grupės, sudaro dujinius vandenilio junginius, kurių yra 4 formos. Vandenilio junginių formulės yra po pagrindinių pogrupių elementais ir nurodo tik juos.
Elementų savybės pogrupiuose natūraliai kinta: iš viršaus į apačią metalinės savybės didėja, o nemetalinės – silpnėja. Akivaizdu, kad metalinės savybės ryškiausios francyje, po to cezio; nemetalinis - fluorui, tada - deguoniui.
Elementų savybių periodiškumą taip pat galima aiškiai atsekti, atsižvelgiant į elektronines atomų konfigūracijas.
Elektronų, esančių išoriniame elementų atomų lygyje, skaičius, išdėstytas didėjančio atominio skaičiaus tvarka, periodiškai kartojasi. Periodiškas elementų, kurių atominis skaičius didėja, savybių pasikeitimas paaiškinamas periodišku jų atomų struktūros pasikeitimu, būtent elektronų skaičiumi jų išoriniuose energijos lygiuose. Remiantis energijos lygių skaičiumi atomo elektroniniame apvalkale, elementai skirstomi į septynis periodus. Pirmąjį periodą sudaro atomai, kurių elektronų apvalkalą sudaro vienas energijos lygis, antrame periode - du, trečiasis - trys, ketvirtasis - keturi ir tt Kiekvienas naujas periodas prasideda, kai atsiranda naujas energijos lygis. pradeda pildytis lygiu.
Periodinėje sistemoje kiekvienas periodas prasideda elementais, kurių atomai išoriniame lygyje turi vieną elektroną – šarminių metalų atomai – ir baigiasi elementais, kurių atomai išoriniame lygyje turi 2 (pirmame periode) arba 8 elektronus (visuose paskesniuose). periodai) – tauriųjų dujų atomai .
Toliau matome, kad išoriniai elektronų apvalkalai yra panašūs elementų atomams (Li, Na, K, Rb, Cs); (Be, Mg, Ca, Sr); (F, Cl, Br, I); (He, Ne, Ar, Kr, Xe) ir tt Štai kodėl kiekviena iš aukščiau išvardytų elementų grupių yra tam tikrame pagrindiniame periodinės lentelės pogrupyje: Li, Na, K, Rb, Cs grupėje I, F, Cl, Br, I - VII ir kt.
Būtent dėl atomų elektroninių apvalkalų struktūros panašumo jų fizinės ir cheminės savybės yra panašios.
Skaičius pagrindiniai pogrupiai nustatomas pagal maksimalų elementų skaičių energijos lygyje ir yra lygus 8. Pereinamųjų elementų (elementų šoniniai pogrupiai) yra nustatomas pagal maksimalų elektronų skaičių d-polygyje ir yra lygus 10 kiekviename iš didžiųjų periodų.
Kadangi periodinėje cheminių elementų lentelėje D.I. Mendelejevo, viename iš šoninių pogrupių yra trys pereinamieji elementai, kurių cheminės savybės yra panašios (vadinamosios triados Fe-Co-Ni, Ru-Rh-Pd, Os-Ir-Pt), tada šoninių pogrupių skaičius, kaip kaip ir pagrindiniai, yra lygus 8.
Analogiškai su pereinamaisiais elementais, lantanidų ir aktinidų, esančių periodinės sistemos apačioje nepriklausomų eilučių pavidalu, skaičius yra lygus didžiausiam elektronų skaičiui f-polygyje, ty 14.
Periodas prasideda elementu, kurio atomas turi vieną s-elektroną išoriniame lygyje: pirmajame periode tai vandenilis, likusiame - šarminiai metalai. Laikotarpis baigiasi tauriosiomis dujomis: pirmasis - heliu (1s 2), likusieji periodai - elementais, kurių atomai išoriniame lygyje turi elektroninę konfigūraciją. ns 2 np 6 .
Pirmajame periode yra du elementai: vandenilis (Z = 1) ir helis (Z = 2). Antrasis laikotarpis prasideda nuo elemento ličio (Z = 3) ir baigiasi neonu (Z= 10). Antrasis laikotarpis turi aštuonis elementus. Trečiasis periodas prasideda natriu (Z = 11), kurio elektroninė konfigūracija yra 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1. Nuo jo prasidėjo trečiojo energijos lygio užpildymas. Jis baigiasi inertinių dujų argonu (Z = 18), kurių 3s ir 3p sublygiai yra visiškai užpildyti. Elektroninė argono formulė: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6. Natris yra ličio, argonas yra neono analogas. Trečiame periode, kaip ir antrajame, yra aštuoni elementai.
Ketvirtasis periodas prasideda kaliu (Z = 19), kurio elektroninė struktūra išreiškiama formule 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p64s 1. Jo 19-asis elektronas užėmė 4s polygį, kurio energija yra mažesnė už 3d sublygio energiją. Išorinis 4s elektronas suteikia elemento savybes, panašias į natrio savybes. Kalciu (Z = 20) 4s polygis užpildytas dviem elektronais: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2. Nuo skandžio elemento (Z = 21) prasideda 3d polygio užpildymas, nes jis yra energetiškai palankesnis nei 4p -polygis. Penkias 3d polygio orbitales gali užimti dešimt elektronų, kaip yra atomams nuo skandžio iki cinko (Z = 30). Todėl Sc elektroninė struktūra atitinka formulę 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2, o cinko - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2. elementų iki tauriųjų dujų kriptono (Z = 36) užpildomas 4p polygis. Ketvirtasis laikotarpis turi 18 elementų.
Penktajame periode yra elementų nuo rubidžio (Z = 37) iki tauriųjų dujų ksenono (Z = 54). Jų energijos lygių užpildymas yra toks pat kaip ir ketvirtojo periodo elementų: po Rb ir Sr dešimt elementų iš itrio (Z= 39) iki kadmio (Z = 48) užpildomas 4d polygis, po kurio elektronai užima 5p polygį. Penktajame periode, kaip ir ketvirtajame, yra 18 elementų.
Šeštojo cezio periodo elementų atomuose (Z = 55) ir baris (Z = 56) užpildomas 6s polygis. Lantane (Z = 57) vienas elektronas patenka į 5d polygį, po kurio šio polygio užpildymas sustoja ir pradedamas pildytis 4f polygis, kurio septynias orbitales gali užimti 14 elektronų. Tai atsitinka lantanido elementų atomuose, kurių Z = 58 - 71. Kadangi išorėje esantis trečiojo lygio gilusis 4f polygis yra užpildytas šiais elementais, jie turi labai panašias chemines savybes. Nuo hafnio (Z = 72) d polygio užpildymas atsinaujina ir baigiasi ties gyvsidabriu (Z = 80), po kurio elektronai užpildo 6p polygį. Lygio užpildymas baigiamas prie inertinių dujų radono (Z = 86). Šeštajame periode yra 32 elementai.
Septintas laikotarpis nebaigtas. Elektroninių nivelyrų užpildymas elektronais panašus į šeštąjį periodą. Užpildžius 7s Prancūzijos (Z = 87) ir radžio (Z = 88) polygį, aktinio elektronas patenka į 6d polygį, po kurio 5f polygis pradeda pildytis 14 elektronų. Tai vyksta aktinidinių elementų atomuose, kurių Z = 90 - 103. Po 103 elemento užpildomas b d polygis: kurchatovyje (Z = 104), nilsboryje (Z = 105), elementai Z = 106 ir Z = 107. Aktinidai, kaip ir lantanidai, turi daug panašių cheminių savybių.
Nors 3 d polygis pildomas po 4s polygio, formulėje jis dedamas anksčiau, nes visi tam tikro lygio polygiai rašomi paeiliui.
Priklausomai nuo to, kuris polygis paskutinį kartą užpildytas elektronais, visi elementai skirstomi į keturis tipus (šeimas).
1. s – Elementai: išorinio lygio s polygis užpildytas elektronais. Tai apima pirmuosius du kiekvieno laikotarpio elementus.
2. p – Elementai: išorinio lygio p polygis užpildytas elektronais. Tai yra paskutiniai 6 kiekvieno laikotarpio elementai (išskyrus pirmąjį ir septintąjį).
3. d – Elementai: antrojo išorinio lygio d polygis užpildytas elektronais, o išoriniame lygyje lieka vienas ar du elektronai (Pd turi nulį). Tai apima įterptų dešimtmečių didelių laikotarpių elementus, esančius tarp s ir p elementų (jie taip pat vadinami pereinamaisiais elementais).
4. f – Elementai: trečiojo išorinio lygio f polygis užpildytas elektronais, o du elektronai lieka išoriniame lygyje. Tai lantanidai ir aktinidai.
Periodinėje lentelėje yra 14 s elementų, 30 p elementų, 35 d elementų, 28 to paties tipo elementai turi nemažai bendrų cheminių savybių.
Periodinė D.I. Mendelejevo sistema yra natūrali cheminių elementų klasifikacija pagal jų atomų elektroninę struktūrą. Apie atomo elektroninę struktūrą, taigi ir apie elemento savybes, sprendžiama pagal elemento padėtį atitinkamame periodinės sistemos periode ir pogrupyje. Elektroninio nivelyro užpildymo modeliai paaiškina skirtingą elementų skaičių periodais.
Taigi, griežtas elementų išdėstymo periodiškumas D. I. Mendelejevo periodinėje cheminių elementų sistemoje visiškai paaiškinamas nuosekliu energijos lygių užpildymu.
Išvados:
Atominės sandaros teorija paaiškina periodinius elementų savybių pokyčius. Atominių branduolių teigiamų krūvių padidėjimas nuo 1 iki 107 lemia periodišką išorinio energijos lygio struktūros pasikartojimą. Ir kadangi elementų savybės daugiausia priklauso nuo elektronų skaičiaus išoriniame lygyje, jos taip pat periodiškai kartojasi. Tai yra periodinio dėsnio fizinė prasmė.
Trumpais laikotarpiais, padidėjus teigiamam atomų branduolių krūviui, elektronų skaičius išoriniame lygyje padidėja (nuo 1 iki 2 – pirmuoju periodu, o nuo 1 iki 8 – antrajame ir trečiame laikotarpiais). paaiškina elementų savybių kitimą: periodo pradžioje (išskyrus pirmąjį laikotarpį) yra šarminis metalas, vėliau metalinės savybės palaipsniui silpsta ir nemetalinės savybės didėja.
Dideliais laikotarpiais, didėjant branduolių krūviui, sunkesnis lygių užpildymas elektronais, o tai paaiškina ir sudėtingesnį elementų savybių kitimą, lyginant su mažų periodų elementais. Taigi, lygiomis didelių periodų eilėmis, didėjant krūviui, išoriniame lygyje esančių elektronų skaičius išlieka pastovus ir yra lygus 2 arba 1. Todėl, kol lygis šalia išorinio (antrojo išorinio) yra užpildytas elektronais, šių eilučių elementų savybės keičiasi itin lėtai. Tik nelyginėse eilėse, kai didėjant branduolio krūviui didėja elektronų skaičius išoriniame lygyje (nuo 1 iki 8), elementų savybės pradeda keistis taip pat, kaip ir tipinių.
Atsižvelgiant į atomų sandaros doktriną, D.I. Mendelejevas visų elementų į septynis laikotarpius. Periodinis skaičius atitinka atomų, užpildytų elektronais, energijos lygių skaičių, todėl s-elementai yra visuose perioduose, p-elementai – ketvirtajame ir vėlesniuose perioduose, o f-elementai. elementai šeštajame ir septintajame laikotarpiais.
Lengvai paaiškinamas ir grupių skirstymas į pogrupius, remiantis energijos lygių užpildymo elektronais skirtumu. Pagrindinių pogrupių elementams užpildomi išorinių lygių s-polygiai (tai yra s-elementai), arba p-polygiai (tai yra p-elementai). Šoninių pogrupių elementams pildomas (antrojo išorinio lygio (tai d-elementai) d-polygis. Lantanidams ir aktinidams atitinkamai užpildomi 4f- ir 5f-polygiai (tai yra f-elementai). Taigi, kiekvienas pogrupis jungia elementus, kurių atomai turi panašią išorinio elektroninio lygio struktūrą. Šiuo atveju pagrindinių pogrupių elementų atomai turi elektronų skaičių, lygų grupės skaičiui kurių kiekvienas turi išoriniame lygmenyje. po du ar po vieną elektroną.
Struktūros skirtumai lemia ir tos pačios grupės skirtingų pogrupių elementų savybių skirtumus. Taigi, išoriniame halogeno pogrupio elementų atomų lygyje yra septyni mangano pogrupio elektronai - po du elektronus. Pirmieji yra tipiški metalai, o antrieji – metalai.
Tačiau šių pogrupių elementai turi ir bendrų savybių: patekdami į chemines reakcijas, visi jie (išskyrus fluorą F) gali paaukoti 7 elektronus cheminiams ryšiams sudaryti. Šiuo atveju mangano pogrupio atomai atiduoda 2 elektronus iš išorinio lygio ir 5 elektronus iš kito lygio. Taigi šoninių pogrupių elementams valentiniai elektronai yra ne tik išorinis, bet ir priešpaskutinis (antrasis išorinis) lygiai, o tai yra pagrindinis pagrindinių ir šalutinių pogrupių elementų savybių skirtumas.
Taip pat išplaukia, kad grupės numeris, kaip taisyklė, rodo elektronų, galinčių dalyvauti formuojant cheminius ryšius, skaičių. Tai yra fizinė grupės numerio reikšmė.
Taigi atomų struktūra lemia du modelius:
1) elementų savybių pokytis horizontaliai - laikotarpiu iš kairės į dešinę susilpnėja metalinės ir sustiprėja nemetalinės savybės;
2) elementų savybių pokytis vertikaliai - pogrupyje, didėjant eilės numeriui, metalinės savybės didėja, o nemetalinės savybės silpnėja.
Šiuo atveju elementas (ir sistemos ląstelė) yra horizontalios ir vertikalios sankirtoje, o tai lemia jo savybes. Tai padeda surasti ir apibūdinti elementų, kurių izotopai gauti dirbtinai, savybes.
Periodinė teisė D.I. Mendelejevas ir periodinė cheminių elementų lentelė turi didelę reikšmę chemijos raidai. Grįžkime į 1871-uosius, kai chemijos profesorius D.I. Mendelejevas per daugybę bandymų ir klaidų priėjo prie išvados, kad „... elementų savybės, taigi ir paprastų bei sudėtingų kūnų, kuriuos jie sudaro, savybės periodiškai priklauso nuo jų atominės masės. Elementų savybių pokyčių periodiškumas atsiranda dėl periodinio išorinio elektronų sluoksnio elektroninės konfigūracijos pasikartojimo, didėjant branduolio krūviui.
Šiuolaikinė periodinio įstatymo formuluotė ar tai:
„cheminių elementų savybės (t. y. jų sudarytų junginių savybės ir forma) periodiškai priklauso nuo cheminių elementų atomų branduolio krūvio“.
Dėstydamas chemiją Mendelejevas suprato, kad kiekvieno elemento individualių savybių prisiminimas mokiniams sukelia sunkumų. Jis pradėjo ieškoti būdų, kaip sukurti sisteminį metodą, kuris padėtų lengviau atsiminti elementų savybes. Rezultatas buvo natūralus stalas, vėliau jis tapo žinomas kaip periodiškai.
Mūsų šiuolaikinė lentelė labai panaši į periodinę. Pažvelkime į tai atidžiau.
Periodinė lentelė
Mendelejevo periodinė lentelė susideda iš 8 grupių ir 7 periodų.
Vertikalios lentelės stulpeliai vadinami grupės . Kiekvienos grupės elementai turi panašias chemines ir fizines savybes. Tai paaiškinama tuo, kad tos pačios grupės elementai turi panašias išorinio sluoksnio elektronines konfigūracijas, kurių elektronų skaičius yra lygus grupės skaičiui. Šiuo atveju grupė yra padalinta į pagrindiniai ir antriniai pogrupiai.
IN Pagrindiniai pogrupiai apima elementus, kurių valentiniai elektronai yra išoriniuose ns ir np polygiuose. IN Šoniniai pogrupiai apima elementus, kurių valentiniai elektronai yra išoriniame ns polygyje ir vidiniame (n - 1) d polygyje (arba (n - 2) f polygyje).
Visi elementai yra periodinė lentelė , priklausomai nuo to, kokio polygio (s-, p-, d- ar f-) valentiniai elektronai skirstomi į: s-elementus (I ir II grupių pagrindinių pogrupių elementus), p-elementus (III pagrindinių pogrupių elementus). - VII grupės), d-elementai (šoninių pogrupių elementai), f-elementai (lantanidai, aktinidai).
Didžiausias elemento valentingumas (išskyrus O, F, vario pogrupio elementus ir aštuntą grupę) yra lygus grupės, kurioje jis randamas, skaičiui.
Pagrindinių ir antrinių pogrupių elementams aukštesniųjų oksidų (ir jų hidratų) formulės yra vienodos. Pagrindiniuose pogrupiuose vandenilio junginių sudėtis yra tokia pati šios grupės elementams. Kietieji hidridai sudaro pagrindinių I-III grupių pogrupių elementus, o IV-VII grupės sudaro dujinius vandenilio junginius. EN 4 tipo vandenilio junginiai yra neutralesni junginiai, EN 3 – bazės, H 2 E ir NE – rūgštys.
Horizontalios lentelės eilutės vadinamos laikotarpiais. Periodų elementai skiriasi vienas nuo kito, tačiau juos sieja tai, kad paskutiniai elektronai yra tame pačiame energijos lygyje ( pagrindinis kvantinis skaičiusn- tas pats ).
Pirmasis periodas skiriasi nuo kitų tuo, kad yra tik 2 elementai: vandenilis H ir helis He.
Antrajame periode yra 8 elementai (Li - Ne). Litis Li, šarminis metalas, pradeda periodą, o tauriųjų dujų neonas Ne uždaro.
Trečiame periode, kaip ir antrajame, yra 8 elementai (Na - Ar). Laikotarpis prasideda nuo šarminio metalo natrio Na, o jį uždaro tauriosios dujos argonas Ar.
Ketvirtajame periode yra 18 elementų (K - Kr) – Mendelejevas jį paskyrė pirmuoju dideliu periodu. Jis taip pat prasideda šarminiu metalu kaliu ir baigiasi inertinėmis dujomis kriptonu Kr. Didelių laikotarpių sudėtis apima pereinamuosius elementus (Sc - Zn) - d- elementai.
Penktame periode, panašiai kaip ir ketvirtajame, yra 18 elementų (Rb – Xe) ir jo struktūra panaši į ketvirtąjį. Jis taip pat prasideda nuo šarminio metalo rubidžio Rb ir baigiasi inertinėmis dujomis ksenonu Xe. Didelių laikotarpių sudėtis apima pereinamuosius elementus (Y - Cd) - d- elementai.
Šeštasis periodas susideda iš 32 elementų (Cs – Rn). Išskyrus 10 d-elementai (La, Hf - Hg) jame yra 14 eilutė f-elementai (lantanidai) - Ce - Lu
Septintasis laikotarpis nesibaigė. Jis prasideda Franc Fr, galima manyti, kad jame, kaip ir šeštajame periode, bus 32 jau rasti elementai (iki elemento, kurio Z = 118).
Interaktyvi periodinė lentelė
Jei pažvelgsite į periodinė lentelė ir nubrėžkite įsivaizduojamą liniją, prasidedančią nuo boro ir baigiančią tarp polonio ir astatino, tada visi metalai bus kairėje nuo linijos, o nemetalai - dešinėje. Elementai, esantys šalia šios linijos, turės ir metalų, ir nemetalų savybių. Jie vadinami metaloidais arba pusmetaliais. Tai boras, silicis, germanis, arsenas, stibis, telūras ir polonis.
Periodinis įstatymas
Mendelejevas pateikė tokią Periodinio dėsnio formuluotę: „Paprastų kūnų savybės, taip pat elementų junginių formos ir savybės, taigi ir jų formuojamų paprastų ir sudėtingų kūnų savybės periodiškai priklauso nuo jų atominės masės. “
Yra keturi pagrindiniai periodiniai modeliai:
Okteto taisyklė teigia, kad visi elementai linkę įgyti arba prarasti elektroną, kad gautų artimiausių tauriųjų dujų aštuonių elektronų konfigūraciją. Nes Kadangi tauriųjų dujų išorinės s- ir p-orbitalės yra visiškai užpildytos, jos yra stabiliausi elementai.
Jonizacijos energija yra energijos kiekis, reikalingas elektronui pašalinti iš atomo. Pagal okteto taisyklę, judant per periodinę lentelę iš kairės į dešinę, elektronui pašalinti reikia daugiau energijos. Todėl kairėje lentelės pusėje esantys elementai linkę prarasti elektroną, o esantys dešinėje – jį įgyti. Inertinės dujos turi didžiausią jonizacijos energiją. Judant grupe žemyn, jonizacijos energija mažėja, nes Elektronai, esantys žemame energijos lygyje, turi galimybę atstumti elektronus esant aukštesniam energijos lygiui. Šis reiškinys vadinamas ekranavimo efektas. Dėl šio poveikio išoriniai elektronai yra ne taip tvirtai surišti su branduoliu. Judant per laikotarpį, jonizacijos energija sklandžiai didėja iš kairės į dešinę.
Elektronų giminingumas– energijos pokytis, kai dujinės būsenos medžiagos atomas įgyja papildomą elektroną. Judant grupe žemyn, elektronų afinitetas tampa mažiau neigiamas dėl atrankos efekto.
Elektronegatyvumas- matas, kaip stipriai jis linkęs pritraukti elektronus iš kito su juo susijusio atomo. Elektronegatyvumas didėja įsikrausčius periodinė lentelė iš kairės į dešinę ir iš apačios į viršų. Reikia atsiminti, kad tauriosios dujos neturi elektronegatyvumo. Taigi labiausiai elektronegatyvus elementas yra fluoras.
Remdamiesi šiomis sąvokomis, panagrinėkime, kaip keičiasi atomų ir jų junginių savybės periodinė lentelė.
Taigi periodinėje priklausomybėje yra tokios atomo savybės, kurios yra susijusios su jo elektronine konfigūracija: atomo spindulys, jonizacijos energija, elektronegatyvumas.
Panagrinėkime atomų ir jų junginių savybių kitimą priklausomai nuo jų padėties periodinė cheminių elementų lentelė.
Didėja atomo nemetališkumas judant periodinėje lentelėje iš kairės į dešinę ir iš apačios į viršų. Dėl to sumažėja pagrindinės oksidų savybės, o rūgštinės savybės didėja ta pačia tvarka – judant iš kairės į dešinę ir iš apačios į viršų. Be to, oksidų rūgštinės savybės yra stipresnės, tuo aukštesnė jį sudarančio elemento oksidacijos būsena.
Pagal laikotarpį iš kairės į dešinę pagrindinės savybės hidroksidai susilpninti pagrindiniuose pogrupiuose, iš viršaus į apačią, pamatų stiprumas didėja. Be to, jei metalas gali sudaryti kelis hidroksidus, tada padidėjus metalo oksidacijos būsenai, pagrindinės savybės hidroksidai susilpnėja.
Pagal laikotarpį iš kairės į dešinę didėja deguonies turinčių rūgščių stiprumas. Judant iš viršaus į apačią vienoje grupėje, mažėja deguonies turinčių rūgščių stiprumas. Šiuo atveju rūgšties stiprumas didėja didėjant rūgštį sudarančio elemento oksidacijos laipsniui.
Pagal laikotarpį iš kairės į dešinę didėja bedeguonių rūgščių stiprumas. Judant iš viršaus į apačią vienoje grupėje, didėja bedeguonių rūgščių stiprumas.
Kategorijos,PERIODINĖS TEISĖS ATRADIMAS
Periodinį įstatymą atrado D. I. Mendelejevas, dirbdamas su vadovėlio „Chemijos pagrindai“ tekstu, kai susidūrė su sunkumais sistemindamas faktinę medžiagą. Iki 1869 m. vasario vidurio, apmąstydamas vadovėlio struktūrą, mokslininkas pamažu priėjo prie išvados, kad paprastų medžiagų savybes ir elementų atomines mases sieja tam tikras raštas.
Periodinė elementų lentelė buvo atrasta neatsitiktinai, tai buvo didžiulio darbo, ilgo ir kruopštaus darbo, kurį atliko pats Dmitrijus Ivanovičius ir daugelis chemikų iš jo pirmtakų ir amžininkų, rezultatas. „Kai pradėjau galutinai suskirstyti elementus, kiekvieną elementą ir jo junginius užrašiau į atskiras korteles, o tada, sudėliojusi juos grupelių ir eilučių tvarka, gavau pirmąją vaizdinę periodinio dėsnio lentelę. Bet tai buvo tik paskutinis akordas, visų ankstesnių darbų rezultatas...“ – pasakojo mokslininkas. Mendelejevas pabrėžė, kad jo atradimas – dvidešimties metų mąstymo apie elementų ryšius, galvojimo apie elementų santykius iš visų pusių rezultatas.
Vasario 17 d. (kovo 1 d.) buvo baigtas ir pateiktas spaudai straipsnio rankraštis, kuriame yra lentelė „Elementų sistemos eksperimentas, pagrįstas jų atominiu svoriu ir cheminiais panašumais“, ir pateiktas spaudai su pastabomis rinkėjams ir data. „1869 m. vasario 17 d. Apie Mendelejevo atradimą paskelbė Rusijos chemikų draugijos redaktorius profesorius N.A.Menšutkinas 1869 m. vasario 22 d. (kovo 6 d.) draugijos posėdyje. Pats Mendelejevas posėdyje nedalyvavo, nes tuo metu Laisvosios ekonomikos draugijos nurodymu išnagrinėjo Tverskos sūrio gamyklas ir Novgorodo gubernijas.
Pirmojoje sistemos versijoje elementus mokslininkas išdėstė devyniolika horizontalių eilučių ir šešis vertikalius stulpelius. Vasario 17 (kovo 1) dieną periodinio įstatymo atradimas jokiu būdu nebuvo baigtas, o tik prasidėjo. Dmitrijus Ivanovičius tęsė savo vystymąsi ir gilinimąsi dar beveik trejus metus. 1870 m. Mendelejevas „Chemijos pagrinduose“ („Natūrali elementų sistema“) paskelbė antrąją sistemos versiją: horizontalūs analoginių elementų stulpeliai pavirto į aštuonias vertikaliai išdėstytas grupes; šešios pirmosios versijos vertikalios kolonos tapo laikotarpiais, pradedant šarminiu metalu ir baigiant halogenu. Kiekvienas laikotarpis buvo padalintas į dvi serijas; Į grupę įtraukti skirtingų serijų elementai sudarė pogrupius.
Mendelejevo atradimo esmė buvo ta, kad didėjant cheminių elementų atominei masei, jų savybės kinta ne monotoniškai, o periodiškai. Po tam tikro skaičiaus elementų, turinčių skirtingas savybes, išdėstytų didėjančiu atominiu svoriu, savybės pradeda kartotis. Mendelejevo ir jo pirmtakų darbų skirtumas buvo tas, kad Mendelejevas elementams klasifikuoti turėjo ne vieną pagrindą, o du – atominę masę ir cheminį panašumą. Kad periodiškumas būtų visiškai stebimas, Mendelejevas pakoregavo kai kurių elementų atomines mases, į savo sistemą įdėjo kelis elementus, prieštaraujančius tuo metu priimtoms idėjoms apie jų panašumą į kitus, ir paliko tuščius langelius lentelėje, kur elementai dar nebuvo atrasti. turėjo būti dedamas.
1871 m., remdamasis šiais darbais, Mendelejevas suformulavo Periodinį dėsnį, kurio forma laikui bėgant buvo kiek patobulinta.
Periodinė elementų lentelė turėjo didelę įtaką tolesnei chemijos raidai. Tai buvo ne tik pirmoji natūrali cheminių elementų klasifikacija, parodanti, kad jie sudaro darnią sistemą ir yra glaudžiai susiję vienas su kitu, bet ir buvo galinga priemonė tolesniems tyrimams. Tuo metu, kai Mendelejevas sudarė lentelę, remdamasis jo atrastu periodišku dėsniu, daugelis elementų vis dar buvo nežinomi. Mendelejevas ne tik buvo įsitikinęs, kad turi būti dar nežinomų elementų, kurie užpildytų šias erdves, bet ir iš anksto numatė tokių elementų savybes, remdamasis jų padėtimi tarp kitų periodinės lentelės elementų. Per ateinančius 15 metų Mendelejevo prognozės puikiai pasitvirtino; buvo atrasti visi trys numatomi elementai (Ga, Sc, Ge), o tai buvo didžiausias periodinio dėsnio triumfas.
DI. Mendelejevas pateikė rankraštį „Elementų sistemos, pagrįstos jų atominiu svoriu ir cheminiu panašumu, patirtis“ // Prezidentinė biblioteka // Diena istorijoje http://www.prlib.ru/History/Pages/Item.aspx?itemid=1006
RUSIJOS CHEMIKŲ DRAUGIJA
Rusijos chemijos draugija yra mokslinė organizacija, įkurta Sankt Peterburgo universitete 1868 m. ir buvo savanoriška Rusijos chemikų asociacija.
Apie būtinybę kurti draugiją buvo paskelbta 1-ajame Rusijos gamtininkų ir gydytojų suvažiavime, vykusiame Sankt Peterburge 1867 m. gruodžio pabaigoje – 1868 m. sausio pradžioje. Kongrese buvo paskelbtas Chemijos sekcijos dalyvių sprendimas. :
„Chemijos sekcija išreiškė vieningą norą jungtis į Chemijos draugiją jau susiformavusioms Rusijos chemikų jėgoms bendrauti. Skyrius mano, kad ši draugija turės narių visuose Rusijos miestuose, o jos leidinyje bus visų Rusijos chemikų darbai, išleisti rusų kalba.
Iki to laiko chemijos draugijos jau buvo įkurtos keliose Europos šalyse: Londono chemijos draugija (1841), Prancūzijos chemijos draugija (1857), Vokietijos chemijos draugija (1867); Amerikos chemijos draugija buvo įkurta 1876 m.
Rusijos chemikų draugijos chartija, kurią daugiausia parengė D. I. Mendelejevas, buvo patvirtinta Visuomenės švietimo ministerijos 1868 m. spalio 26 d., o pirmasis draugijos posėdis įvyko 1868 m. lapkričio 6 d. Iš pradžių jame dalyvavo 35 chemikai. Sankt Peterburgas, Kazanė, Maskva, Varšuva, Kijevas, Charkovas ir Odesa. Pirmuoju Rusų kultūros draugijos prezidentu tapo N. N. Zininas, sekretoriumi – N. A. Menšutkinas. Draugijos nariai mokėjo nario mokesčius (10 rublių per metus), nauji nariai buvo priimami tik trijų esamų teikimu. Pirmaisiais gyvavimo metais RCS narių skaičius išaugo nuo 35 iki 60, o vėlesniais metais toliau sklandžiai augo (1879 m. – 129, 1889 m. – 237, 1899 m. – 293, 1909 m. – 364, 1917 m. – 565).
1869 m. Rusijos chemijos draugija turėjo savo spausdintą organą - Rusijos chemijos draugijos žurnalą (ZHRKhO); Žurnalas buvo leidžiamas 9 kartus per metus (kas mėnesį, išskyrus vasaros mėnesius). ŽRKhO redaktorius 1869–1900 m. buvo N. A. Menšutkinas, o 1901–1930 m. – A. E. Favorskis.
1878 m. Rusijos chemijos draugija susijungė su Rusijos fizikų draugija (įkurta 1872 m.) ir įkūrė Rusijos fizikos ir chemijos draugiją. Pirmieji Rusijos federalinės chemijos draugijos prezidentai buvo A. M. Butlerovas (1878–1882 m.) ir D. I. Mendelejevas (1883–1887 m.). Dėl suvienijimo 1879 m. (nuo 11 tomo) „Rusijos chemijos draugijos žurnalas“ buvo pervadintas į „Rusijos fizikos ir chemijos draugijos žurnalą“. Leidimo dažnis – 10 numerių per metus; Žurnalas susidėjo iš dviejų dalių – cheminės (ZhRKhO) ir fizinės (ZhRFO).
Daugelis rusų chemijos klasikų kūrinių pirmą kartą buvo paskelbti ZhRKhO puslapiuose. Ypač galime pažymėti D. I. Mendelejevo darbus apie periodinės elementų lentelės kūrimą ir plėtrą bei A. M. Butlerovo darbą, susijusį su jo organinių junginių sandaros teorijos kūrimu; N. A. Menšutkino, D. P. Konovalovo, N. S. Kurnakovo, L. A. Chugajevo tyrimai neorganinės ir fizikinės chemijos srityje; V. V. Markovnikovas, E. E. Vagneris, A. M. Zaicevas, S. N. Reformatskis, A. E. Favorskis, N. D. Zelinskis, S. V. Lebedevas ir A. E. Arbuzovas organinės chemijos srityje. 1869–1930 m. ŽRKhO publikuoti 5067 originalūs chemijos tyrimai, tezės ir apžvalginiai straipsniai tam tikrais chemijos klausimais, įdomiausių darbų vertimai iš užsienio žurnalų.
RFCS tapo Mendelejevo bendrosios ir taikomosios chemijos kongresų įkūrėju; Pirmieji trys kongresai buvo surengti Sankt Peterburge 1907, 1911 ir 1922 m. 1919 m. ŽHRFKhO leidimas buvo sustabdytas ir atnaujintas tik 1924 m.
