Sena ir nauja Mendelejevo periodinio dėsnio formuluotė. Periodinis dėsnis ir periodinė sistema

Periodinis cheminių elementų dėsnis– pagrindinis gamtos dėsnis, atspindintis periodišką cheminių elementų savybių kitimą, didėjant jų atomų branduolių krūviams. Atidarytas kovo 1 d. (vasario 17 d., senasis stilius) 1869 D.I. Mendelejevas. Šią dieną jis sudarė lentelę pavadinimu „Elementų sistemos patirtis pagal jų atominį svorį ir cheminį panašumą“. Galutinę periodinio įstatymo formuluotę Mendelejevas pateikė 1871 m. liepos mėn.

"Elementų savybės, taigi ir paprastų ir sudėtingų kūnų, kuriuos jie sudaro, savybės periodiškai priklauso nuo jų atominės masės."

Mendelejevo periodinio dėsnio formuluotė moksle egzistavo šiek tiek daugiau nei 40 metų. Jis buvo peržiūrėtas dėl išskirtinių fizikos laimėjimų, daugiausia dėl atomo branduolinio modelio sukūrimo (žr. Atom). Paaiškėjo, kad atomo branduolio krūvis (Z) skaitine prasme yra lygus atitinkamo elemento eilės numeriui periodinėje lentelėje, o elektroninių apvalkalų ir atomų subapvalkalų užpildymas, priklausomai nuo Z, įvyksta tokiu. taip, kad panašios elektroninės atomų konfigūracijos periodiškai kartojasi (žr. Periodinė cheminių elementų sistema). Todėl šiuolaikinė periodinio dėsnio formuluotė yra tokia: elementų, paprastų medžiagų ir jų junginių savybės periodiškai priklauso nuo atomų branduolių krūvių.
Skirtingai nuo kitų pagrindinių gamtos dėsnių, tokių kaip visuotinės gravitacijos dėsnis arba masės ir energijos ekvivalentiškumo dėsnis, periodinis dėsnis negali būti parašytas jokios bendrosios lygties ar formulės forma. Jo vizualinis atspindys yra periodinė elementų lentelė. Tačiau pats Mendelejevas ir kiti mokslininkai bandė rasti cheminių elementų periodinio dėsnio matematinė lygtis. Šiuos bandymus vainikavo sėkmė tik sukūrus atominės sandaros teoriją. Bet jie susiję tik su elektronų pasiskirstymo apvalkaluose ir posluoksniuose tvarkos kiekybinės priklausomybės nuo atomų branduolių krūvių nustatymu.
Taigi, sprendžiant Schrödingerio lygtį, galima apskaičiuoti, kaip elektronai pasiskirsto atomuose su skirtingomis Z reikšmėmis, todėl pagrindinė kvantinės mechanikos lygtis yra tarsi viena iš periodinio dėsnio kiekybinių išraiškų.
Arba, pavyzdžiui, kita lygtis: Z„, = „+,Z - - (21 + 1)2 - >n,(2t + 1) +
1
+ m„kur „+,Z = - (n + 1+ 1)" +
+(+1+ 1. 2k(p+O 1
2 2 6
Nepaisant savo masyvumo, tai nėra taip sunku. Raidės u, 1, m ir m yra ne kas kita, kaip pagrindiniai, orbitiniai, magnetiniai ir sukimosi kvantiniai skaičiai (žr. Atomas). Lygtis leidžia apskaičiuoti, kokia Z reikšme (elemento atominis skaičius) atsiranda elektronas atome, kurio būsena apibūdinama duota keturių kvantinių skaičių kombinacija. Į šią lygtį pakeitę galimus u, 1, m ir m derinius, gauname skirtingų Z reikšmių rinkinį. Jei šios reikšmės yra išdėstytos natūraliųjų skaičių 1, 2, 3, 4 seka, 5, ..., tada jų Savo ruožtu gaunama aiški schema, kaip sudaryti atomų elektronines konfigūracijas didėjant Z. Taigi ši lygtis yra ir savotiška periodinio dėsnio kiekybinė išraiška. Pabandykite patys išspręsti šią lygtį visiems periodinės lentelės elementams (straipsnyje Atom sužinosite, kaip u, 1; m ir m reikšmės yra susijusios viena su kita).

Periodinis dėsnis yra universalus dėsnis visai Visatai. Jis turi galią visur, kur egzistuoja atomai. Tačiau periodiškai keičiasi ne tik elektroninės atomų struktūros. Atomo branduolių struktūra ir savybės taip pat paklūsta savitam periodiniam dėsniui. Branduoliuose, sudarytuose iš neutronų ir protonų, yra neutronų ir protonų apvalkalai, kurių užpildymas vyksta periodiškai. Yra net žinomi bandymai sukurti periodinę atomų branduolių sistemą.

: kaip perkeltine prasme pažymėjo garsus rusų chemikas N. D. Zelinskis, periodinis dėsnis buvo „visų visatos atomų tarpusavio ryšio atradimas“.

Istorija

Natūralios cheminių elementų klasifikacijos ir sisteminimo pagrindų paieškos pradėtos gerokai anksčiau nei buvo atrastas Periodinis dėsnis. Sunkumai, su kuriais susidūrė pirmieji šioje srityje dirbę gamtos mokslininkai, kilo dėl nepakankamų eksperimentinių duomenų: XIX amžiaus pradžioje žinomų cheminių elementų skaičius buvo mažas, o priimtos atominių masių vertės. daugelis elementų buvo neteisingi.

Döbereinerio triados ir pirmosios elementų sistemos

19 amžiaus 60-ųjų pradžioje pasirodė keli darbai, kurie buvo prieš pat periodinį įstatymą.

Chancourtois spiralė

Newlands oktavos

Newlands Table (1866 m.)

Netrukus po de Chancourtois spiralės anglų mokslininkas Johnas Newlandsas bandė palyginti chemines elementų savybes su jų atominėmis masėmis. Išdėsčius elementus didėjančios atominės masės tvarka, Newlandsas pastebėjo, kad savybių panašumų atsiranda tarp kas aštunto elemento. Newlandsas rastą modelį pavadino oktavų dėsniu pagal analogiją su septyniais muzikinės skalės intervalais. Savo lentelėje jis suskirstė cheminius elementus į vertikalias grupes po septynis elementus ir tuo pačiu metu atrado, kad (šiek tiek pakeitus kai kurių elementų tvarką) panašių cheminių savybių elementai atsidūrė toje pačioje horizontalioje linijoje.

Johnas Newlandsas, žinoma, pirmasis pateikė eilę elementų, išdėstytų didėjančios atominės masės tvarka, priskyrė atitinkamą atominį numerį cheminiams elementams ir pastebėjo sistemingą ryšį tarp šios eilės ir elementų fizikinių bei cheminių savybių. Jis rašė, kad tokia seka kartojasi elementų savybės, kurių ekvivalentiniai svoriai (masė) skiriasi 7 vienetais arba reikšme, kuri yra 7 kartotinė, t.y. lyg aštuntasis elementas iš eilės pakartoja savybes. pirmosios, kaip ir muzikoje, pirmiausia kartojasi aštunta nata. Newlandsas bandė suteikti šiai priklausomybei, kuri iš tikrųjų atsiranda lengviesiems elementams, universalumo. Jo lentelėje panašūs elementai buvo išdėstyti horizontaliose eilutėse, tačiau toje pačioje eilutėje dažnai buvo visiškai skirtingų savybių elementai. Be to, Newlandsas buvo priverstas kai kuriose ląstelėse įdėti du elementus; galiausiai ant stalo nebuvo tuščių vietų; Dėl to oktavų dėsnis buvo priimtas itin skeptiškai.

Odling ir Meyer stalai

Periodinio dėsnio apraiškos, susijusios su elektronų afiniteto energija

Atomų elektronų afiniteto energijų periodiškumas, žinoma, paaiškinamas tais pačiais veiksniais, kurie jau buvo pažymėti aptariant jonizacijos potencialus (žr. elektronų afiniteto energijos apibrėžimą).

Jie turi didžiausią elektronų afinitetą p-VII grupės elementai. Mažiausias elektronų afinitetas yra atomams, kurių konfigūracija yra s² ( , , ) ir s²p 6 ( , ) arba pusiau užpildytiems. p-orbitalės ( , , ):

Periodinio elektronegatyvumo dėsnio apraiškos

Griežtai kalbant, elementui negalima priskirti pastovaus elektronegatyvumo. Atomo elektronegatyvumas priklauso nuo daugelio veiksnių, visų pirma nuo atomo valentinės būsenos, formalios oksidacijos būsenos, koordinacijos skaičiaus, ligandų, sudarančių atomo aplinką molekulinėje sistemoje, pobūdžio ir kai kurių kitų. . Pastaruoju metu elektronegatyvumui apibūdinti vis dažniau naudojamas vadinamasis orbitinis elektronegatyvumas, priklausomai nuo atominės orbitalės, dalyvaujančios formuojant ryšį, ir nuo jos elektronų populiacijos, t.y. nuo to, ar atominę orbitalę užima vieniša elektronų pora, pavieniui užimtas nesuporuotas elektronas arba yra laisvas. Tačiau, nepaisant žinomų sunkumų aiškinant ir nustatant elektronegatyvumą, jis visada yra būtinas norint kokybiškai aprašyti ir nuspėti jungčių prigimtį molekulinėje sistemoje, įskaitant surišimo energiją, elektroninio krūvio pasiskirstymą ir joniškumo laipsnį, jėgos konstantą ir kt.

Atominio elektronegatyvumo periodiškumas yra svarbus periodinio dėsnio komponentas ir gali būti lengvai paaiškinamas remiantis nekintama, nors ir ne visiškai vienareikšmiška, elektronegatyvumo verčių priklausomybe nuo atitinkamų jonizacijos energijų ir elektronų giminingumo verčių.

Laikotarpiais pastebima bendra tendencija elektronegatyvumui didėti, o pogrupiuose – mažėti. Mažiausias elektronegatyvumas yra I grupės s elementams, didžiausias – VII grupės p elementams.

Periodinio dėsnio apraiškos atominių ir joninių spindulių atžvilgiu

Ryžiai. 4 Atomų orbitos spindulių priklausomybė nuo elemento atominio skaičiaus.

Periodiškas atomų ir jonų dydžių pokyčių pobūdis buvo žinomas ilgą laiką. Sunkumas yra tas, kad dėl elektroninio judėjimo banginio pobūdžio atomai neturi griežtai apibrėžtų dydžių. Kadangi tiesioginis izoliuotų atomų absoliučių dydžių (spindulių) nustatymas neįmanomas, šiuo atveju dažnai naudojamos jų empirinės reikšmės. Jie gaunami iš išmatuotų tarpbranduolinių atstumų kristaluose ir laisvosiose molekulėse, padalijus kiekvieną tarpbranduolinį atstumą į dvi dalis ir vieną iš jų prilyginant pirmojo (iš dviejų, sujungtų atitinkama chemine jungtimi) atomo spinduliui, o kitą – atomo spinduliui. antrasis atomas. Atskiriant atsižvelgiama į įvairius veiksnius, įskaitant cheminės jungties pobūdį, dviejų surištų atomų oksidacijos būseną, kiekvieno iš jų koordinavimo pobūdį ir kt. Tokiu būdu gaunami vadinamieji metaliniai, kovalentiniai, joniniai ir van der Waals spinduliai. Van der Waals spinduliai turėtų būti laikomi nesurištų atomų spinduliais; jie randami tarpbranduoliniais atstumais kietose medžiagose arba skysčiuose, kur atomai yra arti vienas kito (pavyzdžiui, atomai kietajame argone arba dviejų gretimų N 2 molekulių kietajame azote), bet nėra sujungti jokiu cheminiu ryšiu.

Tačiau, be abejo, geriausias efektyvaus izoliuoto atomo dydžio apibūdinimas yra teoriškai apskaičiuota jo išorinių elektronų krūvio tankio pagrindinio maksimumo padėtis (atstumas nuo branduolio). Tai vadinamasis atomo orbitos spindulys. Orbitos atominių spindulių verčių kitimo periodiškumas, priklausomai nuo elemento atominio skaičiaus, pasirodo gana aiškiai (žr. 4 pav.), o pagrindiniai dalykai čia yra labai ryškūs maksimumai, atitinkantys šarminių metalų atomus. , ir tie patys inertinių dujų minimumai . Orbitos atominių spindulių verčių sumažėjimas pereinant nuo šarminio metalo prie atitinkamų (arčiausių) tauriųjų dujų, išskyrus serijas, yra nemonotoniškas, ypač kai yra pereinamųjų elementų (metalų) šeimos. ) ir tarp šarminio metalo ir tauriųjų dujų atsiranda lantanidai arba aktinidai. Ilgą laiką šeimose d- Ir f- elementų, pastebimas ne toks staigus spindulių sumažėjimas, nes orbitalių užpildymas elektronais vyksta išankstiniame išoriniame sluoksnyje. Elementų pogrupiuose to paties tipo atomų ir jonų spinduliai paprastai didėja.

Periodinio dėsnio apraiškos atomizacijos energijos atžvilgiu

Reikia pabrėžti, kad elemento oksidacijos būsena, būdama formali charakteristika, nesuteikia supratimo nei apie šio elemento atomų efektyvius krūvius junginyje, nei apie atomų valentingumą, nors oksidacijos būsena yra dažnai vadinamas formaliuoju valentingumu. Daugelis elementų gali parodyti ne vieną, o kelias skirtingas oksidacijos būsenas. Pavyzdžiui, chlorui žinomos visos oksidacijos būsenos nuo –1 iki +7, nors lygios yra labai nestabilios, o manganui – nuo ​​+2 iki +7. Didžiausios oksidacijos būsenos vertės periodiškai keičiasi priklausomai nuo elemento atominio skaičiaus, tačiau šis periodiškumas yra sudėtingas. Paprasčiausiu atveju elementų serijoje nuo šarminio metalo iki tauriųjų dujų didžiausia oksidacijos laipsnis padidėja nuo +1 (F) iki +8 (O4). Kitais atvejais didžiausia inertinių dujų oksidacijos būsena yra mažesnė (+4 F 4) nei ankstesnio halogeno (+7 O 4 −). Todėl didžiausios oksidacijos būsenos periodinės priklausomybės nuo elemento atominio skaičiaus kreivėje maksimumai atsiranda arba tauriosiose dujose, arba prieš jas esančiame halogene (minimaliai visada būna šarminiame metale). Išimtis yra serija -, kurioje didelės oksidacijos būsenos paprastai nėra žinomos nei halogenui () nei inercijoms dujoms (), o vidurinis serijos narys, azotas, turi didžiausią aukščiausios oksidacijos laipsnio vertę; todėl serijoje - aukščiausios oksidacijos būsenos pokytis eina per maksimumą. Apskritai, aukščiausios oksidacijos būsenos padidėjimas elementų serijoje nuo šarminio metalo iki halogeno arba iki tauriųjų dujų nevyksta monotoniškai, daugiausia dėl to, kad pereinamieji metalai pasireiškia aukštomis oksidacijos būsenomis. Pavyzdžiui, aukščiausios oksidacijos būsenos padidėjimą serijoje - nuo +1 iki +8 "sunkina" tai, kad tokios aukštos oksidacijos būsenos kaip +6 (O 3), +7 (2 O 7), + yra žinomas dėl molibdeno, technecio ir rutenio 8(O4).

Periodinio dėsnio apraiškos, susijusios su oksidaciniu potencialu

Viena iš labai svarbių paprastos medžiagos savybių yra jos oksidacijos potencialas, atspindintis pagrindinį paprastos medžiagos gebėjimą sąveikauti su vandeniniais tirpalais, taip pat jos turimas redokso savybes. Paprastų medžiagų oksidacijos potencialų kitimas priklausomai nuo elemento atominio skaičiaus taip pat yra periodiškas. Tačiau reikia turėti omenyje, kad paprastos medžiagos oksidacinį potencialą įtakoja įvairūs veiksniai, į kuriuos kartais reikia atsižvelgti individualiai. Todėl oksidacijos potencialo pokyčių periodiškumas turėtų būti aiškinamas labai atsargiai.

Galima aptikti kai kurias specifines paprastų medžiagų oksidacijos potencialo pokyčių sekas. Visų pirma, metalų serijoje, pereinant nuo šarminių prie po jų sekančių elementų, sumažėja oksidacijos potencialas (+ (aq) ir tt - hidratuotas katijonas):

Tai lengvai paaiškinama atomų jonizacijos energijos padidėjimu, padidėjus pašalintų valentinių elektronų skaičiui. Todėl paprastų medžiagų oksidacijos potencialų priklausomybės nuo elemento atominio skaičiaus kreivėje yra šarminius metalus atitinkantys maksimumai. Tačiau tai nėra vienintelė priežastis, dėl kurios keičiasi paprastų medžiagų oksidacijos potencialas.

Vidinis ir antrinis periodiškumas

s- Ir r- elementai

Bendrosios atomų jonizacijos energijos, atomų elektronų giminingumo energijos, elektronegatyvumo, atominių ir joninių spindulių, paprastų medžiagų purškimo energijos, oksidacijos būsenos, paprastų medžiagų oksidacijos potencialų pokyčių pobūdžio tendencijos, priklausomai nuo atomo. elemento numeris aptartas aukščiau. Išsamiau ištyrus šias tendencijas, galima pastebėti, kad laikotarpių ir grupių elementų savybių pokyčių modeliai yra daug sudėtingesni. Elementų savybių pokyčių pobūdyje per laikotarpį pasireiškia vidinis periodiškumas, o grupėje – antrinis periodiškumas (1915 m. atrado E.V. Bironas).

Taigi, pereinant iš I grupės s elemento į r-VIII grupės elementas turi vidinius maksimumus ir minimumus atomų jonizacijos energijos kreivėje ir jų spindulių kitimo kreivėje (žr. 1, 2, 4 pav.).

Tai rodo vidinį periodinį šių savybių pasikeitimo pobūdį per laikotarpį. Pažymėtų modelių paaiškinimas gali būti pateiktas naudojant šerdies ekranavimo koncepciją.

Branduolio ekranavimo efektas atsiranda dėl vidinių sluoksnių elektronų, kurie, ekranuodami branduolį, susilpnina išorinio elektrono trauką prie jo. Taigi, pereinant nuo berilio 4 prie boro 5, nepaisant branduolinio krūvio padidėjimo, atomų jonizacijos energija mažėja:

Ryžiai. 5 Paskutinių berilio lygių, 9,32 eV (kairėje) ir boro, 8,29 eV (dešinėje) struktūros schema

Tai paaiškinama tuo, kad trauka į branduolį 2p-boro atomo elektronas susilpnėja dėl atrankos efekto 2s- elektronai.

Akivaizdu, kad šerdies ekranavimas didėja didėjant vidinių elektroninių sluoksnių skaičiui. Todėl pogrupiuose s- Ir r-elementai turi tendenciją mažinti atomų jonizacijos energiją (žr. 1 pav.).

Jonizacijos energijos sumažėjimas nuo azoto 7 N iki deguonies 8 O (žr. 1 pav.) paaiškinamas abipusiu dviejų tos pačios orbitos elektronų atstūmimu:

Ryžiai. 6 Paskutinių azoto lygių, 14,53 eV (kairėje) ir deguonies, 13,62 eV (dešinėje) struktūros schema

Ekrano ir abipusio elektronų atstūmimo iš vienos orbitos poveikis taip pat paaiškina vidinį periodinį atomų spindulių kitimo per laikotarpį pobūdį (žr. 4 pav.).

Ryžiai. 7 Išorinių p-orbitalių atomų spindulių antrinė periodinė priklausomybė nuo atominio skaičiaus

Ryžiai. 8 Antrinė periodinė atomų pirmosios jonizacijos energijos priklausomybė nuo atominio skaičiaus

Ryžiai. 9 Radialinis elektronų tankio pasiskirstymas natrio atome

Dėl savybių pokyčių pobūdžio s- Ir r-elementai pogrupiuose, aiškiai pastebimas antrinis periodiškumas (7 pav.). Norėdami tai paaiškinti, naudojama elektronų prasiskverbimo į branduolį idėja. Kaip parodyta 9 paveiksle, bet kurios orbitos elektronas tam tikrą laiką yra šalia branduolio esančioje srityje. Kitaip tariant, išoriniai elektronai prasiskverbia į branduolį per vidinių elektronų sluoksnius. Kaip matyti iš 9 paveikslo, išorinis 3 s- natrio atomo elektronas turi labai didelę tikimybę, kad jis atsidurs šalia branduolio vidinėje srityje. KAM- Ir L-elektroniniai sluoksniai.

Elektronų tankio koncentracija (elektronų prasiskverbimo laipsnis) esant tam pačiam pagrindiniam kvantiniam skaičiui yra didžiausia s-elektronas, mažiau - už r-elektronų, dar mažiau - už d-elektronas ir tt Pavyzdžiui, kai n = 3, prasiskverbimo laipsnis mažėja sekoje 3 s>3p>3d(žr. 10 pav.).

Ryžiai. 10 Tikimybės rasti elektroną (elektronų tankis) per atstumą radialinis pasiskirstymas r nuo šerdies

Akivaizdu, kad prasiskverbimo efektas padidina ryšio tarp išorinių elektronų ir branduolio stiprumą. Dėl gilesnio įsiskverbimo s-elektronai labiau apsaugo branduolį nei r-elektronų, o pastarieji yra stipresni už d- elektronai ir kt.

Naudodamiesi elektronų prasiskverbimo į branduolį idėją, panagrinėkime anglies pogrupio elementų atomų spindulio kitimo pobūdį. Eilėje - - - - yra bendra tendencija, kad atomo spindulys didėja (žr. 4, 7 pav.). Tačiau šis padidėjimas nėra monotoniškas. Važiuojant iš Si į Ge, išorinis r- elektronai prasiskverbia per dešimties 3 ekraną d-elektronus ir taip sustiprinti ryšį su branduoliu bei suspausti atomo elektronų apvalkalą. Dydžio sumažinimas 6 p-Pb orbitalės, palyginti su 5 r-orbitinis Sn atsiranda dėl prasiskverbimo 6 p-elektronai po dvigubu ekranu dešimt 5 d-elektronai ir keturiolika 4 f- elektronai. Tai taip pat paaiškina C-Pb serijos atomų jonizacijos energijos pokyčio nemonotoniškumą ir didesnę jo reikšmę Pb, palyginti su Sn atomu (žr. 1 pav.).

d- Elementai

Išoriniame atomų sluoksnyje d-elementuose (išskyrus ) yra 1-2 elektronai ( ns-valstybė). Likę valentiniai elektronai yra (n-1) d-būsena, t.y. išankstiniame išoriniame sluoksnyje.

Ši elektroninių atomų apvalkalų struktūra lemia kai kurias bendras savybes d- elementai. Taigi jų atomams būdingos palyginti mažos pirmosios jonizacijos energijos vertės. Kaip matyti 1 paveiksle, atomų jonizacijos energijos kitimo pobūdis per eilės laikotarpį d-elementai yra lygesni nei iš eilės s- Ir p- elementai. Kai persikelia iš d- III grupės elementas d-II grupės elementui jonizacijos energijos reikšmės kinta nemonotoniškai. Taigi kreivės atkarpoje (1 pav.) matomos dvi sritys, atitinkančios atomų jonizacijos energiją, kurioje d-vieno ir dviejų elektronų orbitalės. Užpildymas 3 d-orbitalės, kurių kiekvienas galas yra po vieną elektroną (3d 5 4s 2), kuris pasižymi nedideliu santykinio 4s 2 konfigūracijos stabilumo padidėjimu dėl 4s 2 elektronų prasiskverbimo po 3d 5 konfigūracijos ekranu. Didžiausia jonizacijos energijos vertė yra (3d 10 4s 2), kuri atitinka visišką 3 užbaigimą d-posluoksnis ir elektronų poros stabilizavimas dėl prasiskverbimo po ekranu 3 d 10 - konfigūracijos.

Pogrupiuose d-elementų, atomų jonizacijos energijos vertės paprastai didėja. Tai galima paaiškinti elektronų prasiskverbimo į branduolį poveikiu. Taigi, jei jūs d-IV periodo išoriniai elementai 4 s-elektronai prasiskverbia po ekranu 3 d-elektronai, tada 6-ojo periodo elementai turi išorinį 6 s-elektronai jau prasiskverbia po dvigubu ekranu 5 d- ir 4 f- elektronai. Pavyzdžiui:

Todėl d-6-ojo laikotarpio išorinės b s- elektronai yra tvirčiau surišti su branduoliu, todėl atomų jonizacijos energija yra didesnė nei d-IV periodo elementai.

Atominiai dydžiai d-elementai yra tarpiniai tarp atomų dydžių s- Ir p- tam tikro laikotarpio elementai. Jų atomų spindulių pokytis per laikotarpį yra sklandesnis nei s- Ir p- elementai.

Pogrupiuose d-elementų, atomų spinduliai paprastai didėja. Svarbu atkreipti dėmesį į tokią savybę: atominių ir joninių spindulių padidėjimą pogrupiuose d-elementai daugiausia atitinka perėjimą iš 4-ojo į 5-ojo periodo elementą. Atitinkami atomų spinduliai d-šio pogrupio 5 ir 6 periodų elementai yra maždaug vienodi. Tai paaiškinama tuo, kad spindulių padidėjimas dėl elektroninių sluoksnių skaičiaus padidėjimo pereinant iš 5 į 6 periodą yra kompensuojamas. f- suspaudimas, kurį sukelia užpildymas elektronais 4 f- posluoksnis f-6 laikotarpio elementai. Šiuo atveju f- vadinamas suspaudimas lantanidas. Su panašiomis išorinių sluoksnių elektroninėmis konfigūracijomis ir maždaug vienodais atomų ir jonų dydžiais d-šio pogrupio 5 ir 6 periodų elementai pasižymi ypatingu savybių panašumu.

Skandio pogrupio elementai nepaklūsta nurodytiems modeliams. Šiam pogrupiui būdingi kaimyniniams pogrupiams būdingi modeliai s- elementai.

Periodinis dėsnis yra cheminės sistematikos pagrindas

Taip pat žr

Pastabos

Literatūra

1. Akhmetovas N. S. Neorganinės chemijos kurso aktualijos. - M.: Švietimas, 1991. - 224 p. - ISBN 5-09-002630-0
2. Korolkovas D. V. Neorganinės chemijos pagrindai. - M.: Išsilavinimas, 1982. - 271 p.
3. Mendelejevas D. I. Chemijos pagrindai, t. 2. M.: Goskhimizdat, 1947. 389 p.
4. Mendelejevas D.I.// Enciklopedinis Brockhauso ir Efrono žodynas: 86 tomai (82 tomai ir 4 papildomi). – Sankt Peterburge. , 1890–1907 m.

Šioje pamokoje nagrinėjamas D. I. Mendelejevo periodinis dėsnis ir periodinė cheminių elementų lentelė atominės struktūros teorijos šviesoje. Paaiškinamos šios sąvokos: šiuolaikinė periodinio dėsnio formuluotė, periodo ir grupių skaičių fizikinė reikšmė, elementų ir jų junginių atomų charakteristikų ir savybių kitimo periodiškumo priežastys naudojant mažų ir didelių periodų pavyzdžius. , pagrindiniai pogrupiai, periodinio dėsnio fizikinė reikšmė, bendrosios elemento charakteristikos ir jo junginių savybės, remiantis elemento padėtimi periodinėje lentelėje.

Tema: Atomo sandara. Periodinis įstatymas

Pamoka: Periodinis dėsnis ir periodinė cheminių elementų sistema D.I. Mendelejevas

Formuojantis chemijos mokslui, mokslininkai bandė susisteminti informaciją apie kelias dešimtis iki tol žinomų. Ši problema taip pat sužavėjo D.I. Mendelejevas. Jis ieškojo modelių ir santykių, kurie apimtų visus elementus, o ne tik kai kuriuos iš jų. Mendelejevas svarbiausia elemento charakteristika laikė jo atomo masę. Išanalizavęs visą tuo metu žinomą informaciją apie cheminius elementus ir sudėliojęs juos didėjančia jų atominių masių tvarka, 1869 m. suformulavo periodinį dėsnį.

Įstatymo teiginys: cheminių elementų, paprastų medžiagų savybės, taip pat junginių sudėtis ir savybės periodiškai priklauso nuo atominių masių vertės.

Tuo metu, kai buvo suformuluotas periodinis dėsnis, dar nebuvo žinoma atomo struktūra ir elementariųjų dalelių egzistavimas. Vėliau taip pat buvo nustatyta, kad medžiagos savybės nepriklauso nuo atominės masės, kaip manė Mendelejevas. Nors be šios informacijos D.I.Mendelejevas savo lentelėje nepadarė nė vienos klaidos.

Po to, kai atrado Moseley, kuris eksperimentiškai nustatė, kad atomo branduolio krūvis sutampa su Mendelejevo lentelėje nurodytu cheminio elemento serijos numeriu, jo dėsnio formuluotė buvo pakeista.

Šiuolaikinė įstatymo formuluotė: cheminių elementų, paprastų medžiagų savybės, taip pat junginių sudėtis ir savybės periodiškai priklauso nuo atomų branduolių krūvių verčių.

Ryžiai. 1. Grafinė periodinio dėsnio išraiška yra D. I. Mendelejevo cheminių elementų periodinė lentelė.

Ryžiai. 2. Panagrinėkime jame priimtą žymėjimą rubidžio pavyzdžiu

Kiekvienoje elementą atitinkančioje ląstelėje pateikiama: cheminis simbolis, pavadinimas, serijos numeris, atitinkantis protonų skaičių atome, santykinė atominė masė. Elektronų skaičius atome atitinka protonų skaičių. Neutronų skaičių atome galima rasti pagal santykinės atominės masės ir protonų skaičiaus skirtumą, ty atominį skaičių.

N(n 0 ) = A r - Z

Kiekis santykinis eilinis

neutronų atominės masės elemento skaičius

Pavyzdžiui, chloro izotopui 35 Cl neutronų skaičius yra: 35-17= 18

Periodinės lentelės komponentai yra grupės ir laikotarpiai.

Periodinėje lentelėje yra aštuonios elementų grupės. Kiekviena grupė susideda iš dviejų pogrupių: pagrindinis ir antrinis. Pagrindiniai nurodyti raide A, o šoniniai – su raide b. Pagrindiniame pogrupyje yra daugiau elementų nei antriniame pogrupyje. Pagrindiniame pogrupyje yra s- ir p-elementai, antriniame pogrupyje yra d-elementai.

Grupė- periodinės lentelės stulpelis, kuriame jungiami cheminiai elementai, kurie yra chemiškai panašūs dėl panašios valentinės sluoksnio elektroninės konfigūracijos. Tai yra pagrindinis periodinės lentelės sudarymo principas. Apsvarstykime tai kaip pirmųjų dviejų grupių elementų pavyzdį.

Lentelė 1

Lentelėje matyti, kad pagrindinio pogrupio pirmosios grupės elementai turi vieną valentinį elektroną. Pagrindinio pogrupio antrosios grupės elementai turi du valentinius elektronus.

Kai kurie pagrindiniai pogrupiai turi savo specialius pavadinimus:

Lentelė 2

Styga, vadinama periodu, yra elementų seka, išdėstyta didėjančia jų branduolių krūvio tvarka, pradedant šarminiu metalu (arba vandeniliu) ir baigiant tauriosiomis dujomis.

Skaičius laikotarpis yra lygus elektroninių lygių skaičius atome.

Yra du pagrindiniai periodinės sistemos vaizdavimo variantai: ilgasis periodas, kuriame išskiriama 18 grupių (3 pav.) ir trumpasis periodas, kuriame yra 8 grupės, tačiau įvedama pagrindinio ir antrinio pogrupių sąvoka (pav. 1).

Namų darbai

1. Nr.3-5 (p. 22) Rudzitis G.E. Chemija. Bendrosios chemijos pagrindai. 11 klasė: vadovėlis bendrojo ugdymo įstaigoms: pagrindinis lygis / G.E. Rudzitis, F.G. Feldmanas. – 14 leidimas. - M.: Švietimas, 2012 m.

2. Palyginkite anglies ir silicio atomų elektroninę konfigūraciją. Kokią valentinę ir oksidacijos būseną jie gali turėti cheminiuose junginiuose? Pateikite šių elementų junginių su vandeniliu formules. Pateikite jų junginių su didžiausios oksidacijos laipsnio deguonimi formules.

3. Parašykite šių elementų išorinių apvalkalų elektronines formules: 14 Si, 15 P, 16 S, 17 Cl, 34 Se, 52 Te. Trys šios serijos elementai yra cheminiai analogai (pasižymi panašiomis cheminėmis savybėmis). Kokie tai elementai?

Periodinė teisė D.I. Mendelejevas ir periodinė cheminių elementų lentelė turi didelę reikšmę plėtojant chemiją. 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 lentelę. 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.

Čia skaitytojas ras informacijos apie vieną svarbiausių žmogaus kada nors atrastų dėsnių mokslo srityje – periodinį Dmitrijaus Ivanovičiaus Mendelejevo dėsnį. Susipažinsite su jo reikšme ir įtaka chemijai, apžvelgsite bendrąsias periodinio įstatymo nuostatas, charakteristikas ir detales, atradimo istoriją ir pagrindines nuostatas.

Kas yra periodinė teisė

Periodinis dėsnis yra esminio pobūdžio natūralus dėsnis, kurį pirmą kartą atrado D. I. Mendelejevas 1869 m., o pats atradimas įvyko palyginus kai kurių cheminių elementų savybes ir tuo metu žinomas atominės masės vertes.

Mendelejevas teigė, kad pagal jo dėsnį paprasti ir sudėtingi kūnai bei įvairūs elementų junginiai priklauso nuo jų periodinės priklausomybės nuo tipo ir nuo atomo svorio.

Periodinis dėsnis yra unikalus savo rūšimi ir taip yra dėl to, kad, skirtingai nei kiti pagrindiniai gamtos ir visatos dėsniai, jis nėra išreikštas matematinėmis lygtimis. Grafiškai jis randa savo išraišką periodinėje cheminių elementų lentelėje.

Atradimų istorija

Periodinio dėsnio atradimas įvyko 1869 m., tačiau bandymai susisteminti visus žinomus x-tuosius elementus prasidėjo gerokai prieš tai.

Pirmą kartą tokią sistemą pabandė sukurti I. V. Debereineris 1829 m. Jis suskirstė visus jam žinomus cheminius elementus į triadas, susietas viena su kita pagal pusę atominių masių sumos, įtrauktos į šią trijų komponentų grupę. . Sekdamas Debereineriu, A. de Chancourtois pamėgino sukurti unikalią elementų klasifikavimo lentelę, savo sistemą pavadino „žemiška spirale“, o po jo Niulandso oktavą sudarė Johnas Newlandsas. 1864 m., beveik vienu metu, William Olding ir Lothar Meyer paskelbė lenteles, sukurtas nepriklausomai vienas nuo kito.

Periodinis įstatymas mokslo bendruomenei buvo pateiktas peržiūrėti 1869 m. kovo 8 d., ir tai įvyko per Rusų draugijos susirinkimą. Dmitrijus Ivanovičius Mendelejevas paskelbė apie savo atradimą visų akivaizdoje, o tais pačiais metais buvo išleistas Mendelejevo vadovėlis „Chemijos pagrindai“, kuriame pirmą kartą buvo parodyta jo sukurta periodinė lentelė. Po metų, 1870 m., jis parašė straipsnį ir perdavė jį Rusijos chemijos draugijai, kur pirmą kartą buvo pavartota periodinio įstatymo sąvoka. 1871 m. Mendelejevas išsamiai apibūdino savo koncepciją garsiajame straipsnyje apie periodinį cheminių elementų dėsnį.

Neįkainojamas indėlis į chemijos plėtrą

Periodinio įstatymo svarba yra nepaprastai didelė mokslo bendruomenei visame pasaulyje. Taip yra dėl to, kad jo atradimas davė galingą impulsą tiek chemijos, tiek kitų gamtos mokslų, pavyzdžiui, fizikos ir biologijos, raidai. Elementų ir jų kokybinių cheminių bei fizikinių charakteristikų santykis buvo atviras, tai leido suprasti ir visų elementų konstravimo pagal vieną principą esmę ir davė pradžią šiuolaikiškai formuluoti sąvokas apie cheminius elementus, konkretizuoti žinias; sudėtingos ir paprastos struktūros medžiagų.

Periodinio dėsnio naudojimas leido išspręsti cheminio prognozavimo problemą ir nustatyti žinomų cheminių elementų elgesio priežastį. Atominė fizika, įskaitant branduolinę energiją, tapo įmanoma dėl to paties įstatymo. Savo ruožtu šie mokslai leido praplėsti šio dėsnio esmės horizontus ir pagilinti jo supratimą.

Periodinės lentelės elementų cheminės savybės

Iš esmės cheminiai elementai yra tarpusavyje susiję ypatybėmis, būdingomis jiems laisvo atomo arba jono, solvatuoto arba hidratuoto, paprastoje medžiagoje ir forma, kurią gali sudaryti daugybė jų junginių. Tačiau šios savybės dažniausiai susideda iš dviejų reiškinių: savybių, būdingų laisvos būsenos atomui ir paprastajai medžiagai. Yra daug šio tipo savybių, tačiau svarbiausios yra šios:

1. Atominė jonizacija ir jos energija, priklausomai nuo elemento padėties lentelėje, eilės skaičiaus.
2. Atomo ir elektrono energinis giminingumas, kuris, kaip ir atominė jonizacija, priklauso nuo elemento vietos periodinėje lentelėje.
3. Atomo elektronegatyvumas, kuris neturi pastovios vertės, bet gali kisti priklausomai nuo įvairių veiksnių.
4. Atomų ir jonų spinduliai - čia, kaip taisyklė, naudojami empiriniai duomenys, kurie yra susiję su elektronų bangine prigimtimi judėjimo būsenoje.
5. Paprastų medžiagų išpurškimas – elemento reaktyvumo galimybių aprašymas.
6. Oksidacijos būsenos yra formali charakteristika, tačiau jos atrodo kaip viena iš svarbiausių elemento savybių.
7. Paprastų medžiagų oksidacijos potencialas yra medžiagos potencialo veikti vandeniniuose tirpaluose matavimas ir rodiklis, taip pat redoksinių savybių pasireiškimo lygis.

Vidinio ir antrinio tipo elementų periodiškumas

Periodinis dėsnis suteikia supratimą apie kitą svarbų gamtos komponentą – vidinį ir antrinį periodiškumą. Aukščiau minėtos atominių savybių tyrimo sritys iš tikrųjų yra daug sudėtingesnės, nei galima pagalvoti. Taip yra dėl to, kad lentelės elementai s, p, d keičia savo kokybines charakteristikas, priklausomai nuo jų padėties periode (vidinis periodiškumas) ir grupėje (antrinis periodiškumas). Pavyzdžiui, vidinį elemento s perėjimo iš pirmosios grupės į aštuntą į p elementą procesą lydi minimalūs ir didžiausi taškai jonizuoto atomo energijos linijos kreivėje. Šis reiškinys rodo vidinį atomo savybių pokyčių periodiškumo nestabilumą pagal jo padėtį periode.

Rezultatai

Dabar skaitytojas aiškiai supranta ir apibrėžia, kas yra Mendelejevo periodinis dėsnis, suvokia jo reikšmę žmogui ir įvairių mokslų raidai, turi idėją apie šiuolaikines jo nuostatas ir atradimo istoriją.