محاضرة # 2
النظام الدوري للعناصر الكيميائية D.I. مندليف
يخطط:
اكتشاف د. قانون منديليف الدوري
مبدأ بناء النظام الدوري
القانون الدوري في صياغة د. مندليف.
النظام الدوري للعناصر الكيميائية هو تصنيف طبيعي للعناصر الكيميائية ، وهو تعبير رسومي (جدولي) للقانون الدوري للعناصر الكيميائية. تم تطوير هيكلها ، في العديد من النواحي المشابهة للهيكل الحديث ، بواسطة D.I Mendeleev على أساس القانون الدوري في 1869-1871.
النموذج الأولي للنظام الدوري كنت " تجربة نظام من العناصر على أساس وزنها الذري وتشابهها الكيميائي "، تجميع وانتاج DI. منديليف ١ مارس ١٨٦٩. على مدار عامين ، قام العالم باستمرار بتحسين "تجربة النظام" ، وقدم مفهوم المجموعات والسلاسل وفترات العناصر. نتيجة لذلك ، اكتسبت بنية النظام الدوري في كثير من النواحي الخطوط العريضة الحديثة.
كان من المهم بالنسبة لتطوره مفهوم مكان العنصر في النظام ، والذي تحدده أعداد المجموعة والفترة. بناءً على هذا المفهوم ، توصل منديليف إلى استنتاج مفاده أنه من الضروري تغيير الكتل الذرية لبعض العناصر الكيميائية: اليورانيوم والإنديوم والسيريوم وأقمارها الصناعية. كان هذا أول تطبيق عملي للنظام الدوري. كان مندليف أيضًا أول من توقع وجود العديد من العناصر غير المعروفة. ووصف العالم أهم خصائص ekaaluminum (الغاليوم المستقبلي) و ekabor (scandium) و ekasilicon (الجرمانيوم). بالإضافة إلى ذلك ، توقع وجود نظائر المنغنيز (مستقبل التكنيتيوم والرينيوم) ، التيلوريوم (البولونيوم) ، اليود (الأستاتين) ، السيزيوم (الفرانسيوم) ، الباريوم (الراديوم) ، التنتالوم (البروتكتينيوم). كانت تنبؤات العالم بشأن هذه العناصر ذات طبيعة عامة ، حيث كانت هذه العناصر موجودة في مناطق قليلة الدراسة في النظام الدوري.
تمثل الإصدارات الأولى من النظام الدوري للعناصر الكيميائية في كثير من النواحي فقط تعميمًا تجريبيًا. بعد كل شيء ، لم يكن المعنى المادي للقانون الدوري واضحًا ، ولم يكن هناك تفسير لأسباب التغيير الدوري في خصائص العناصر اعتمادًا على الزيادة في الكتل الذرية. نتيجة لذلك ، ظلت العديد من المشاكل دون حل. هل هناك حدود للنظام الدوري؟ هل من الممكن تحديد العدد الدقيق للعناصر الموجودة؟ ظل هيكل الفترة السادسة غير واضح - ما هو المقدار الدقيق للعناصر الأرضية النادرة. ولم يعرف ما إذا كان لا يزال هناك عناصر بين الهيدروجين والليثيوم ، ما هو هيكل الفترة الأولى. لذلك ، حتى الإثبات المادي للقانون الدوري وتطوير نظرية النظام الدوري ، نشأت صعوبات خطيرة أكثر من مرة. كان الاكتشاف غير متوقع في عام 1894 - 1898. مجرة من الغازات الخاملة التي يبدو أنه ليس لها مكان في الجدول الدوري. تم القضاء على هذه الصعوبة بفضل فكرة تضمين مجموعة صفرية مستقلة في بنية النظام الدوري. اكتشاف جماعي للعناصر المشعة في مطلع القرنين التاسع عشر والعشرين. (بحلول عام 1910 كان عددهم حوالي 40) أدى إلى تناقض حاد بين الحاجة إلى وضعهم في النظام الدوري وهيكله الحالي. بالنسبة لهم ، كانت هناك 7 شواغر فقط في الفترتين السادسة والسابعة. تم حل هذه المشكلة نتيجة إنشاء قواعد التحول واكتشاف النظائر.
كان أحد الأسباب الرئيسية لعدم القدرة على تفسير المعنى المادي للقانون الدوري وهيكل النظام الدوري هو عدم معرفة كيفية بناء الذرة (انظر Atom). كان أهم معلم في تطوير النظام الدوري هو إنشاء النموذج الذري بواسطة إي. رذرفورد (1911). على أساسه ، اقترح العالم الهولندي أ. فان دن بروك (1913) أن الرقم الترتيبي لعنصر في النظام الدوري يساوي عدديًا شحنة نواة ذرته (Z). تم تأكيد ذلك تجريبياً من قبل العالم الإنجليزي جي موسلي (1913). حصل القانون الدوري على تبرير مادي: بدأ النظر في دورية التغييرات في خصائص العناصر اعتمادًا على شحنة Z لنواة ذرة عنصر ، وليس على الكتلة الذرية.
نتيجة لذلك ، تم تعزيز هيكل النظام الدوري لمندليف بشكل كبير. تم تحديد الحد الأدنى للنظام. هذا هو الهيدروجين ، العنصر ذو الحد الأدنى Z = 1. أصبح من الممكن تقدير عدد العناصر بدقة بين الهيدروجين واليورانيوم. تم تحديد "الثغرات" في النظام الدوري ، المقابلة لعناصر غير معروفة مع Z = 43 ، 61 ، 72 ، 75 ، 85 ، 87. ومع ذلك ، ظلت الأسئلة حول العدد الدقيق للعناصر الأرضية النادرة غير واضحة ، والأهم من ذلك ، أسباب لم يتم الكشف عن التغيير الدوري في خصائص العناصر ، اعتمادًا على Z.
بناءً على الهيكل الحالي للنظام الدوري ونتائج دراسة الأطياف الذرية ، العالم الدنماركين. بور في 1918 - 1921ز. طورت أفكارًا حول تسلسل بناء الأصداف الإلكترونية والأجزاء الفرعية في الذرات. توصل العالم إلى استنتاج مفاده أن أنواعًا مماثلة من التكوينات الإلكترونية للذرات تتكرر بشكل دوري. وهكذا ، فقد تبين أن دورية التغييرات في خصائص العناصر الكيميائية تفسر من خلال وجود دورية في بناء قذائف الإلكترون والأجزاء الفرعية للذرات.
حاليًا ، يغطي النظام الدوري 117 عنصرًا.من بين هذه العناصر ، تم الحصول على جميع عناصر عبر اليورانيوم (Z "= 93-117) ، وكذلك العناصر التي تحتوي على Z = 43 (تكنيتيوم) ، و 61 (بروميثيوم) ، و 85 (أستاتين) ، و 87 (فرانسيوم) بشكل مصطنع. على مدار تاريخ وجود النظام الدوري ، تم اقتراح عدد كبير (> 500) من المتغيرات لتمثيلها الرسومي ، بشكل رئيسي في شكل جداول ، وكذلك في شكل أشكال هندسية مختلفة (مكانية ومستوية) ، منحنيات تحليلية ( الحلزونات ، إلخ) ، وما إلى ذلك ، وأكثرها استخدامًا هي أشكال الجداول الدورية القصيرة والطويلة والسلالم. حاليًا ، يتم إعطاء الأفضلية للجدول القصير.
مبدأ اساسي بناء النظام الدوري لهاتقسيم إلى مجموعات وفترات.لم يتم استخدام مفهوم منديليف لصفوف العناصر حاليًا ، لأنه يخلو من المعنى المادي.المجموعات ، بدورها ، مقسمة إلى مجموعات فرعية رئيسية (أ) وثانوية (ب).تحتوي كل مجموعة فرعية على عناصر - نظائرها الكيميائية. تظهر أيضًا عناصر المجموعتين الفرعيتين a و b في معظم المجموعات تشابهًا معينًا ، خاصة في حالات الأكسدة الأعلى ، والتي ، كقاعدة عامة ، تساوي رقم المجموعة.
الفترة هي مجموعة من العناصر تبدأ بمعدن قلوي وتنتهي بغاز خامل (حالة خاصة هي الفترة الأولى).تحتوي كل فترة على عدد محدد بدقة من العناصر. يتكون النظام الدوري من ثماني مجموعات وسبع فترات ، والسابع لم يكتمل بعد.
خصوصية الفترة الأولى هيفي أنه يحتوي علىفقط 2 عناصر: الهيدروجين والهيليوم. مكان الهيدروجين في النظام غامض. نظرًا لأنه يعرض خصائص مشتركة مع الفلزات القلوية والهالوجينات ، فإنه يتم وضعه إما في المجموعة الفرعية I A أو في المجموعة VII A ، ويتم استخدام الخيار الأخير في كثير من الأحيان. الهليوم هو الممثل الأول للمجموعة الفرعية VIII A. لفترة طويلة ، تم فصل الهيليوم وجميع الغازات الخاملة في مجموعة صفرية مستقلة. تطلب هذا الحكم مراجعة بعد تخليق المركبات الكيميائية للكريبتون والزينون والرادون. ونتيجة لذلك ، تم دمج الغازات الخاملة وعناصر المجموعة السابقة الثامنة (الحديد والكوبالت والنيكل والبلاتين) في مجموعة واحدة. هذا الخيار ليس مثاليًا ، لأن خمول الهيليوم والنيون أمر لا شك فيه.
الفترة الثانية تحتوي على 8 عناصر.يبدأ مع معدن الليثيوم القلوي ، الذي تكون حالة الأكسدة الوحيدة فيه هي +1 ، يليه البريليوم (معدن ، حالة أكسدة +2). يُظهر البورون بالفعل طابعًا معدنيًا ضعيفًا وهو غير معدني (حالة الأكسدة + 3). الكربون التالي هو غير فلز نموذجي ، والذي يظهر كلا من حالات الأكسدة +4 و -4. النيتروجين والأكسجين والفلور والنيون كلها غير معادن ، مع وجود النيتروجين أعلى حالة أكسدة + 5 تقابل رقم المجموعة ؛ بالنسبة للفلور ، تُعرف حالة الأكسدة + 7. النيون الغاز الخامل يكمل الفترة.
الفترة الثالثة (الصوديوم - الأرجون) تحتوي أيضًا على 8 عناصر. تشبه طبيعة التغيير في خصائصها إلى حد كبير تلك التي لوحظت لعناصر الفترة الثانية. ولكن هناك خصوصية خاصة بها. لذا ، فإن المغنيسيوم ، على عكس البريليوم ، هو معدن أكثر ، وكذلك الألومنيوم مقارنة بالبورون. السيليكون والفوسفور والكبريت والكلور والأرجون كلها غير معادن نموذجية. وجميعهم ، باستثناء الأرجون ، يظهرون أعلى حالات أكسدة مساوية لعدد المجموعة.
كما نرى ، في كلتا الفترتين ، مع زيادة Z ، لوحظ ضعف المعدن وتقوية الخصائص غير المعدنية للعناصر.دعا D. I. Mendeleev عناصر الثاني والثالثفترات (في كلماته صغيرة) نموذجية.تعتبر عناصر الفترات الصغيرة من أكثر العناصر شيوعًا في الطبيعة. الكربون والنيتروجين والأكسجين (إلى جانب الهيدروجين) من الكائنات العضوية ، أي العناصر الأساسية للمادة العضوية.
يتم وضع جميع عناصر الفترتين الأولى والثالثة في مجموعات فرعية أ.
الفترة الرابعة (البوتاسيوم - الكريبتون) تحتوي على 18 عنصرًا.وفقا لمندليف ، هذه هي أول فترة كبيرة. بعد معدن البوتاسيوم القلوي والكالسيوم المعدني الأرضي القلوي ، تتبع سلسلة من العناصر تتكون من 10 ما يسمى بالمعادن الانتقالية (سكانديوم - زنك). كلهم ينتمون إلى المجموعات الفرعية b. تُظهر معظم المعادن الانتقالية حالات أكسدة أعلى مساوية لرقم المجموعة ، باستثناء الحديد والكوبالت والنيكل. تنتمي العناصر من الغاليوم إلى الكريبتون إلى المجموعات الفرعية A. الكريبتون ، على عكس الغازات الخاملة السابقة ، يمكن أن يشكل مركبات كيميائية.
الفترة الخامسة (الروبيديوم - الزينون) تشبه في بنائها الفترة الرابعة. يحتوي أيضًا على إدراج 10 معادن انتقالية (الإيتريوم - الكادميوم). عناصر هذه الفترة لها خصائصها الخاصة. في ثالوث الروثينيوم - الروديوم - البلاديوم ، تُعرف المركبات بالروثينيوم حيث تظهر حالة أكسدة +8. تُظهر جميع عناصر المجموعات الفرعية A أعلى حالات أكسدة مساوية لرقم المجموعة ، باستثناء الزينون. يمكن ملاحظة أن ميزات التغيير في خصائص عناصر الفترتين الرابعة والخامسة مع نمو Z هي أكثر تعقيدًا مقارنة بالفترتين الثانية والثالثة.
الفترة السادسة (السيزيوم - الرادون) تشمل 32 عنصرًا.في هذه الفترة ، بالإضافة إلى 10 معادن انتقالية (اللانثانم ، الهافنيوم - الزئبق) ، هناك أيضًا مجموعة من 14 لانثانيدات - من السيريوم إلى اللوتيتيوم. العناصر من السيريوم إلى اللوتيتيوم متشابهة جدًا كيميائيًا ، ولهذا السبب تم تضمينها منذ فترة طويلة في عائلة العناصر الأرضية النادرة. في الشكل المختصر للنظام الدوري ، يتم تضمين عدد من أنواع اللانثانم في خلية اللانثانم ويتم فك تشفير هذه السلسلة في أسفل الجدول.
ما هي خصوصية عناصر الفترة السادسة؟ في ثلاثي الأوزميوم - الإيريديوم - البلاتين ، تُعرف حالة الأكسدة +8 بالأوزميوم. الأستاتين له طابع معدني واضح إلى حد ما. ربما يكون الرادون هو الأكثر تفاعلًا بين جميع الغازات الخاملة. لسوء الحظ ، نظرًا لكونه عالي النشاط الإشعاعي ، لم تتم دراسة كيمياءه كثيرًا.)
الفترة السابعة تبدأ بفرنسا.مثل السادس ، يجب أن يحتوي أيضًا على 32 عنصرًا ، ولكن 21 منهم معروفون حتى الآن.الفرنسية والراديوم ، على التوالي ، هما عنصران من مجموعات فرعية I a و I I a ، ينتمي الأكتينيوم إلى المجموعة الفرعية III b. مزيد من البناء للفترة السابعة قابل للنقاش. الفكرة الأكثر شيوعًا هي حول عائلة الأكتينيد ، والتي تتضمن عناصر من الثوريوم إلى اللورنسيوم وتشبه اللانثانيدات. يتم أيضًا فك تشفير هذا الصف من العناصر في أسفل الجدول.
كيف تتغير خصائص العناصر الكيميائية في المجموعات الفرعية للنظام الدوري لمندليف؟
النمط الرئيسي لهذا التغيير هو تقوية الطبيعة المعدنية للعناصر مع زيادة Z. هذا النمط واضح بشكل خاص في المجموعات الفرعية IIIa-VIIa. بالنسبة للمجموعات الفرعية A-III A للمعادن ، لوحظت زيادة في النشاط الكيميائي. في عناصر المجموعات الفرعية IVA - VIIA ، مع زيادة Z ، لوحظ ضعف النشاط الكيميائي للعناصر. بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية b ، يكون التغيير في النشاط الكيميائي أكثر صعوبة.
تم تطوير نظرية النظام الدوري بواسطة ن. بوهر وعلماء آخرين في عشرينيات القرن الماضي.القرن ال 20 ويستند إلى مخطط حقيقي لتشكيل التكوينات الإلكترونية للذرات. وفقًا لهذه النظرية ، مع زيادة Z ، يحدث ملء قذائف الإلكترون والأجزاء الفرعية في ذرات العناصر المدرجة في فترات النظام الدوري في التسلسل التالي:
أرقام الفترة
1 2 3 4 5 6 7
1s2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p7s5f6d7p
بناءً على نظرية النظام الدوري ، يمكن إعطاء التعريف التالي للفترة:الفترة عبارة عن مجموعة من العناصر تبدأ بالعنصر ذي القيمة n. يساوي رقم الفترة ، و l = 0 (عناصر s) وتنتهي بعنصر بنفس القيمة n و l = 1 (عناصر p). الاستثناء هو الفترة الأولى التي تحتوي على عناصر 1s فقط. عدد العناصر في الفترات يتبع نظرية النظام الدوري: 2 ، 8 ، 8. 18 ، 18 ، 32 ...
تشمل المجموعات الفرعية b تلك العناصر التي يحدث في ذراتها اكتمال الأصداف التي بقيت سابقًا غير مكتملة. هذا هو السبب في أن الفترات الأولى والثانية والثالثة لا تحتوي على عناصر من المجموعات الفرعية b.
يرتبط هيكل النظام الدوري للعناصر الكيميائية ارتباطًا وثيقًا ببنية ذرات العناصر الكيميائية. مع زيادة Z ، تتكرر بشكل دوري أنواع مماثلة من التكوين لقذائف الإلكترون الخارجية. وهي تحدد السمات الرئيسية للسلوك الكيميائي للعناصر. تتجلى هذه الميزات بشكل مختلف بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية A (عناصر s و p) ، ولعناصر المجموعات الفرعية b (عناصر d الانتقالية) ، ولعناصر العائلات f - اللانثانيدات والأكتينيدات . يتم تمثيل حالة خاصة بواسطة عناصر الفترة الأولى - الهيدروجين والهيليوم. يتميز الهيدروجين بالنشاط الكيميائي العالي ، لأنه من السهل فصل إلكترون ب الوحيد. في الوقت نفسه ، يكون تكوين الهيليوم (الأول) مستقرًا للغاية ، مما يتسبب في عدم نشاطه الكيميائي الكامل.
تمتلئ عناصر المجموعات الفرعية A بقذائف إلكترونية خارجية (مع n يساوي عدد الفترة) ؛ لذلك تتغير خصائص هذه العناصر بشكل ملحوظ مع زيادة Z. وهكذا ، في الفترة الثانية ، يعتبر الليثيوم (التكوين 2s) معدنًا نشطًا يفقد بسهولة إلكترونًا واحدًا التكافؤ ؛ البريليوم (2s ~) هو أيضًا معدن ، ولكنه أقل نشاطًا بسبب حقيقة أن إلكتروناته الخارجية مرتبطة بقوة بالنواة. علاوة على ذلك ، فإن البورون (2s "p) له طابع معدني ضعيف الوضوح ، وجميع العناصر اللاحقة من الفترة الثانية ، التي تم فيها بناء الجزء الفرعي 2p ، هي بالفعل غير معدنية. (2s ~ p ~) - غاز خامل - متين للغاية.
يتم شرح الخصائص الكيميائية لعناصر الفترة الثانية من خلال رغبة ذراتهم في الحصول على التكوين الإلكتروني لأقرب غاز خامل (تكوين الهيليوم للعناصر من الليثيوم إلى الكربون أو تكوين النيون لعناصر من الكربون إلى الفلور). لهذا السبب ، على سبيل المثال ، لا يمكن أن يُظهر الأكسجين حالة أكسدة أعلى مساوية لرقم المجموعة: بعد كل شيء ، من الأسهل عليه تحقيق تكوين النيون من خلال الحصول على إلكترونات إضافية. تتجلى نفس طبيعة التغيير في الخصائص في عناصر الفترة الثالثة وفي العناصر s و p لجميع الفترات اللاحقة. في الوقت نفسه ، يتجلى ضعف قوة الرابطة بين الإلكترونات الخارجية والنواة في المجموعات الفرعية A مع زيادة Z في خصائص العناصر المقابلة. وبالتالي ، بالنسبة للعناصر s ، هناك زيادة ملحوظة في النشاط الكيميائي مع زيادة Z ، وبالنسبة للعناصر p ، زيادة في الخواص المعدنية.
في ذرات العناصر d الانتقالية ، يتم إكمال الأصداف غير المكتملة سابقًا بقيمة الرقم الكمي الرئيسي وأقل من رقم الفترة. مع بعض الاستثناءات ، يكون تكوين غلاف الإلكترون الخارجي لذرات عنصر الانتقال هو ns. لذلك ، فإن جميع عناصر d هي معادن ، وهذا هو السبب في أن التغييرات في خصائص العناصر 1 مع زيادة Z ليست حادة كما رأينا مع العناصر s و p. في حالات الأكسدة الأعلى ، تُظهر العناصر d تشابهًا معينًا مع عناصر p للمجموعات المقابلة في النظام الدوري.
يتم شرح ميزات خصائص عناصر الثلاثيات (VIII b-subgroup) من خلال حقيقة أن d-subshells على وشك الاكتمال. هذا هو السبب في أن معادن الحديد والكوبالت والنيكل والبلاتين ، كقاعدة عامة ، لا تميل لإعطاء مركبات ذات حالات أكسدة أعلى. الاستثناءات الوحيدة هي الروثينيوم والأوزميوم ، اللذان يعطيان أكاسيد RuO4 و OsO4. بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية I- و II- B ، تبين أن D-subshell قد اكتمل بالفعل. لذلك ، فإنها تظهر حالات أكسدة مساوية لعدد المجموعة.
في ذرات اللانثانيدات والأكتينيدات (كلها معادن)هناك اكتمال لقذائف الإلكترون غير المكتملة سابقًا بقيمة رقم الكم الرئيسي ووحدتين أقل من رقم الفترة. في ذرات هذه العناصر ، يظل تكوين غلاف الإلكترون الخارجي (ns2) دون تغيير. في الوقت نفسه ، لا تؤثر الإلكترونات f فعليًا على الخواص الكيميائية. هذا هو السبب في أن اللانثانيدات متشابهة جدًا.
بالنسبة للأكتينيدات ، فإن الوضع أكثر تعقيدًا.في نطاق الشحنات النووية Z = 90-95 ، يمكن للإلكترونات 6d و 5 / المشاركة في التفاعلات الكيميائية. ويترتب على ذلك أن الأكتينيدات تعرض نطاقًا أوسع بكثير من حالات الأكسدة. على سبيل المثال ، بالنسبة للنبتونيوم والبلوتونيوم والأمريسيوم ، تُعرف المركبات حيث تعمل هذه العناصر في حالة التكافؤ السبعة. فقط للعناصر التي تبدأ من الكوريوم (Z = 96) تصبح الحالة الثلاثية مستقرة. وبالتالي ، فإن خصائص الأكتينيدات تختلف اختلافًا كبيرًا عن خصائص اللانثانيدات ، وبالتالي لا يمكن اعتبار كلتا العائلتين متشابهتين.
تنتهي عائلة الأكتينيد بعنصر Z = 103 (لورنسيوم). يُظهر تقييم الخواص الكيميائية للكورشاتوفيوم (Z = 104) ونيلزبوريوم (Z = 105) أن هذه العناصر يجب أن تكون نظائر للهافنيوم والتنتالوم ، على التوالي. لذلك ، يعتقد العلماء أنه بعد عائلة الأكتينيدات في الذرات ، يبدأ الملء المنتظم للقشرة الفرعية 6d.
العدد المحدود للعناصر التي يغطيها النظام الدوري غير معروف. ربما تكون مشكلة الحد الأعلى هو اللغز الرئيسي في النظام الدوري. أثقل عنصر موجود في الطبيعة هو البلوتونيوم (Z = 94). الحد الذي تم الوصول إليه من الاندماج النووي الاصطناعي هو عنصر برقم ذري 107. ويبقى السؤال: هل سيكون من الممكن الحصول على عناصر ذات أعداد ذرية أعلى ، أي منها وكم عددها؟ لا يمكن الرد عليه بأي يقين.
بمساعدة العمليات الحسابية الأكثر تعقيدًا التي يتم إجراؤها على الكمبيوتر ، حاول العلماء تحديد بنية الذرات وتقييم أهم خصائص هذه "العناصر الفائقة" ، حتى أرقام تسلسلية ضخمة (Z = 172 وحتى Z = 184). النتائج التي تم الحصول عليها كانت غير متوقعة تماما. على سبيل المثال ، في ذرة عنصر مع Z = 121 ، يفترض ظهور إلكترون 8p ؛ هذا بعد اكتمال تكوين الجزء الفرعي 8s في الذرات باستخدام Z = 119 و 120. لكن ظهور الإلكترونات p بعد الإلكترونات s يُلاحظ فقط في ذرات عناصر الفترتين الثانية والثالثة. تظهر الحسابات أيضًا أنه في عناصر الفترة الافتراضية الثامنة ، يحدث ملء قذائف الإلكترون والأجزاء الفرعية للذرات في تسلسل معقد وغريب جدًا. لذلك ، فإن تقييم خصائص العناصر المقابلة يمثل مشكلة صعبة للغاية. يبدو أن الفترة الثامنة يجب أن تحتوي على 50 عنصرًا (Z = 119-168) ، ولكن وفقًا للحسابات ، يجب أن تنتهي عند العنصر بـ Z = 164 ، أي 4 أرقام تسلسلية في وقت سابق. واتضح أن الفترة التاسعة "الغريبة" يجب أن تتكون من 8 عناصر. هذا هو سجله "الإلكتروني": 9s "Зр 9р". بمعنى آخر ، سوف يحتوي على 8 عناصر فقط ، مثل الفترتين الثانية والثالثة.
من الصعب تحديد مدى صحة الحسابات التي يتم إجراؤها بمساعدة الكمبيوتر. ومع ذلك ، إذا تم تأكيدها ، فسيتعين إعادة النظر بجدية في الانتظامات التي يقوم عليها النظام الدوري للعناصر وهيكلها.
لقد لعب النظام الدوري ولا يزال يلعب دورًا كبيرًا في تطوير مختلف مجالات العلوم الطبيعية.وكان من أهم إنجازات العلوم الذرية والجزيئية ، فقد ساهم في ظهور المفهوم الحديث لـ "العنصر الكيميائي" وصقل مفاهيم المواد والمركبات البسيطة.
الأنماط التي كشف عنها النظام الدوري ،كان له تأثير كبير على تطوير نظرية بنية الذرات ، واكتشاف النظائر ، وظهور أفكار حول الدورية النووية. يرتبط البيان العلمي الدقيق لمشكلة التنبؤ في الكيمياء بالنظام الدوري. تجلى هذا في التنبؤ بوجود وخصائص عناصر مجهولة وخصائص جديدة للسلوك الكيميائي للعناصر التي تم اكتشافها بالفعل. في الوقت الحاضر ، يعد النظام الدوري أساس الكيمياء ، غير العضوية في المقام الأول ، مما يساعد بشكل كبير في حل مشكلة التركيب الكيميائي للمواد ذات الخصائص المحددة مسبقًا ، وتطوير مواد أشباه الموصلات الجديدة ، واختيار محفزات محددة لعمليات كيميائية مختلفة ، إلخ. أخيرًا ، يقوم النظام الدوري على تدريس الكيمياء.
قانون مندليف الدوري
القانون الدوري للعناصر الكيميائية هو قانون أساسي للطبيعة يعكس التغيير الدوري في خصائص العناصر الكيميائية مع زيادة شحنات نوى ذراتها. افتتح في 1 مارس (17 فبراير حسب الطراز القديم) 1869 D.I. مندليف. في هذا اليوم ، أعد جدولًا بعنوان "تجربة نظام من العناصر بناءً على وزنها الذري وتشابهها الكيميائي". صاغ منديليف الصيغة النهائية للقانون الدوري في يوليو 1871. ونصه كالتالي:
« إن خصائص العناصر ، وبالتالي خصائص الأجسام البسيطة والمعقدة التي تشكلها ، تقف في حالة اعتماد دوري على وزنها الذري.
كانت صياغة مندليف للقانون الدوري موجودة في العلوم لأكثر من 40 عامًا. تمت مراجعته بفضل الإنجازات البارزة للفيزياء ، وخاصة تطوير النموذج النووي للذرة. اتضح أنه،شحنة نواة ذرة (Z)عدديا يساويرقم سريمن العنصر المقابل في النظام الدوري ، وملء قذائف الإلكترون والأجزاء الفرعية للذرات ، اعتمادًا على Z ، يحدث بطريقة تتكرر فيها التكوينات الإلكترونية المماثلة للذرات بشكل دوري (انظر النظام الدوري للعناصر الكيميائية). لذلك ، فإن الصياغة الحديثة للقانون الدوري هي كما يلي:تعتمد خصائص العناصر والمواد البسيطة ومركباتها بشكل دوري على شحنات نوى الذرات.
على عكس القوانين الأساسية الأخرى للطبيعة ، مثل قانون الجاذبية العامة أو قانون تكافؤ الكتلة والطاقة ، لا يمكن كتابة القانون الدوري في شكل أي معادلة أو صيغة عامة. انعكاسه البصري هو الجدول الدوري للعناصر. ومع ذلك ، قام كل من مندليف نفسه وعلماء آخرين بمحاولات لإيجاد معادلة رياضية للقانون الدوري للعناصر الكيميائية. لم تتوج هذه المحاولات بالنجاح إلا بعد تطوير نظرية بنية الذرة. لكنها تتعلق فقط بتأسيس الاعتماد الكمي لترتيب توزيع الإلكترونات في الأصداف والأغلفة الفرعية على شحنات النوى الذرية.
القانون الدوري هو قانون عالمي للكون بأسره.إنه صالح أينما وجدت الذرات. لكن ليس فقط الهياكل الإلكترونية للذرات تتغير بشكل دوري. تخضع بنية وخصائص النوى الذرية أيضًا لقانون دوري خاص. في النوى المكونة من نيوترونات وبروتونات ، توجد قذائف نيوترونية وبروتونية ، لحشوها طابع دوري. بل إن هناك محاولات لبناء نظام دوري من النوى الذرية.
ديمتري إيفانوفيتش مندليف (1834-1907)
اكتشف العالم الروسي القانون الدوري للعناصر الكيميائية.
في عام 1955 الأمريكيةقام الفيزيائيون بقيادة G. Seaborg بتركيب عنصر كيميائي برقم تسلسلي101. أعطوه اسمامندليفيوم- تقديراً لمزايا العالم الروسي العظيم.لأكثر من 100 عام ، كان النظام الدوري لمندلييف بمثابة المفتاح لاكتشاف عناصر جديدة.
أصبح القانون الدوري والنظام الدوري أهم مساهمة لـ D.I Mendeleev في تطوير العلوم الطبيعية. لكنها ليست سوى جزء من التراث الإبداعي العظيم للعالم.المجموعة الكاملة لأعماله - 25 مجلدا ضخما ، موسوعة حقيقية للمعرفة.
جلب Mendeleev معلومات متناثرة حول التماثل في النظام ، وهذا لعب دورًا في تطوير الجيوكيمياء. اكتشف نقطة الغليان الحرجة ، والتي فوقها لا يمكن أن تكون المادة في حالة سائلة ، وطور نظرية الهيدرات للحلول ، وبالتالي يعتبر بحق كيميائيًا فيزيائيًا بارزًا. أجرى دراسات متعمقة لخصائص الغازات المتخلخلة ، وأظهر أنه فيزيائي تجريبي متميز. اقترح مندليف نظرية الأصل غير العضوي للزيت ، والتي لا يزال لديها أتباع ؛ طورت عملية لصنع مسحوق عديم الدخان ؛ درس علم الطيران ، والأرصاد الجوية ، وتحسين تقنية القياسات. كونه مدير الغرفة الرئيسية للأوزان والمقاييس ، فقد فعل الكثير لتطوير علم القياس. نظرًا لمزاياه العلمية ، تم انتخاب منديليف عضوًا في أكثر من 50 أكاديمية وجمعية علمية حول العالم. رأى العالم في نشاطه العلمي ، على حد قوله ، "خدمته الأولى للوطن الأم".
الخدمة الثانية هي النشاط التربوي. كان منديليف مؤلفًا للكتاب المدرسي "أساسيات الكيمياء" ، والذي مر خلال حياته بـ 8 طبعات وترجم إلى لغات أجنبية أكثر من مرة. درس منديليف في العديد من المؤسسات التعليمية في سانت بطرسبرغ. كتب العالم في سنواته المتدهورة: "من بين آلاف طلابي ، هناك الآن العديد من الشخصيات البارزة في كل مكان ، وعند لقائي بهم ، سمعت دائمًا أنهم زرعوا بذرة جيدة في نفوسهم ، ولم يؤدوا واجباتهم ببساطة".
كانت "الخدمة الثالثة للوطن الأم" متعددة الأوجه ومفيدة - في مجال الصناعة والزراعة. هنا أظهر منديليف نفسه على أنه وطني حقيقي يهتم بتنمية روسيا ومستقبلها. في منزله Boblovo ، أجرى "تجارب على زراعة الخبز". درس بالتفصيل طرق إنتاج النفط وقدم العديد من التوصيات القيمة لتحسينها. كان يتعمق باستمرار في الاحتياجات الملحة للصناعة ، ويزور المصانع والمصانع والمناجم والمناجم. كانت سلطة مندليف عالية جدًا لدرجة أنه تمت دعوته باستمرار كخبير لحل المشكلات الاقتصادية المعقدة. قبل وفاته بفترة وجيزة ، نشر كتاب "To the Knowledge of Russia" ، الذي أوجز فيه برنامجًا واسعًا لتطوير القوى المنتجة في البلاد.
"البذر العلمي ينبت في حصاد الناس" - كان هذا هو شعار جميع أنشطة العالم.
كان مندليف من أكثر الناس ثقافة في عصره. كان مهتمًا بشدة بالأدب والفن ، وجمع مجموعة ضخمة من نسخ اللوحات لفنانين من مختلف البلدان والشعوب. غالبًا ما كانت اجتماعات الشخصيات الثقافية البارزة تُعقد في شقته.
أسئلة الاختبار:
في أي سنة تم اكتشاف القانون الدوري للعناصر الكيميائية ، كما صاغه D. I. Mendeleev؟
ما هو جوهر قانون الدورية؟ ما هي سماته الرئيسية؟
ما هي الفترة ، المجموعة ، المجموعة الفرعية في النظام الدوري؟
ما هي المجموعات الفرعية التي تسمى رئيسية وأيها ثانوية؟
كيف تتغير الخصائص المعدنية للعناصر في مجموعة وفي فترة؟
كيف تتغير خصائص الأكسدة والاختزال لذرات العناصر مع زيادة العدد الذري؟
في أي مجموعات من الجدول الدوري توجد العناصر المكونة للمركبات الغازية مع الهيدروجين؟ أي منهم حامضي؟
إذا رسمت خطًا في النظام الدوري من البورون إلى الأستاتين ، فعندئذٍ ستكون العناصر التي لها خصائص على الجانب الأيسر من هذا الخط؟
ما هو جوهر نظرية ميكانيكا الكم لبنية الذرة؟
إعطاء الصياغة الحديثة للقانون الدوري لـ D. I. Mendeleev؟
ابحث في الجدول الدوري عن عنصر موجود في الفترة IV ، في الصف V ويظهر التكافؤ VI في مركب الأكسجين. ما هو تكافؤ الهيدروجين؟
المؤلفات:
غابريليان أو إس. كيمياء المهن والتخصصات للملف الفني: كتاب مدرسي / O.S. غابريليان ، آي جي. أوستروموف. - م: مركز النشر "الأكاديمية" ، 2009. - 256 ص.
غابريليان أو إس. الكيمياء: دراسات للطلاب. متوسط الأستاذ. كتاب مدرسي المؤسسات / O.S. غابريليان ، آي جي. أوستروموف. - الطبعة السادسة ، الأب. - م: مركز النشر "الأكاديمية" ، 2009. - 336 ثانية.
قام العديد من العلماء بمحاولات لتنظيم العناصر الكيميائية. ولكن فقط في عام 1869 ، تمكن D.I Mendeleev من إنشاء تصنيف للعناصر ، والذي حدد العلاقة والاعتماد على المواد الكيميائية وشحنة النواة الذرية.
قصة
الصياغة الحديثة للقانون الدوري هي كما يلي: خصائص العناصر الكيميائية ، وكذلك أشكال وخصائص مركبات العناصر ، تعتمد بشكل دوري على شحنة نواة ذرات العنصر.
بحلول الوقت الذي تم فيه اكتشاف القانون ، كان 63 عنصرًا كيميائيًا معروفًا. ومع ذلك ، فقد تم تحديد الكتل الذرية للعديد من هذه العناصر بشكل خاطئ.
D. و Mendeleev نفسه في عام 1869 صاغ قانونه باعتباره اعتمادًا دوريًا على حجم الأوزان الذرية للعناصر ، لأنه في القرن التاسع عشر لم يكن لدى العلم بعد معلومات حول بنية الذرة. ومع ذلك ، فإن البصيرة البارعة للعالم سمحت له بفهم الأنماط التي تحدد تواتر خصائص العناصر والمواد بشكل أعمق من كل معاصريه. لقد أخذ في الاعتبار ليس فقط الزيادة في الكتلة الذرية ، ولكن أيضًا الخصائص المعروفة بالفعل للمواد والعناصر ، واعتمادًا على فكرة الدورية كأساس ، كان قادرًا على التنبؤ بدقة بوجود وخصائص العناصر و المواد غير المعروفة في ذلك الوقت للعلم ، وتصحيح الكتل الذرية لعدد من العناصر ، وترتيب العناصر بشكل صحيح في النظام ، وترك مساحات فارغة وإجراء التباديل.
أرز. 1. دي آي مينديليف.
هناك أسطورة كان منديليف يحلم بها في النظام الدوري. ومع ذلك ، هذه مجرد قصة جميلة ، وهي ليست حقيقة مؤكدة.
هيكل النظام الدوري
النظام الدوري للعناصر الكيميائية لـ D. I. Mendeleev هو انعكاس بياني لقانونه الخاص. يتم ترتيب العناصر في جدول وفقًا لمعنى كيميائي وفيزيائي معين. من خلال موقع العنصر ، يمكنك تحديد تكافؤه وعدد الإلكترونات والعديد من الميزات الأخرى. الجدول مقسم أفقيًا إلى فترات كبيرة وصغيرة ، وعموديًا إلى مجموعات.
أرز. 2. الجدول الدوري.
هناك 7 فترات تبدأ بمعدن قلوي وتنتهي بمواد لها خصائص غير معدنية. المجموعات ، التي تتكون بدورها من 8 أعمدة ، مقسمة إلى مجموعات فرعية رئيسية وثانوية.
أظهر التطور الإضافي للعلم أن التكرار الدوري لخصائص العناصر على فترات زمنية معينة ، ولا سيما يتجلى بوضوح في 2 و 3 فترات صغيرة ، يفسر من خلال تكرار الهيكل الإلكتروني لمستويات الطاقة الخارجية ، حيث توجد إلكترونات التكافؤ ، بسبب الروابط الكيميائية والمواد الجديدة التي تتشكل في التفاعلات. لذلك ، توجد في كل مجموعة أعمدة رأسية عناصر ذات سمات مميزة متكررة. يتجلى ذلك بوضوح في المجموعات التي توجد فيها عائلات من الفلزات القلوية النشطة جدًا (المجموعة الأولى ، المجموعة الفرعية الرئيسية) والمعادن غير الهالوجينية (المجموعة السابعة ، المجموعة الفرعية الرئيسية). من اليسار إلى اليمين على طول الفترة ، يزداد عدد الإلكترونات من 1 إلى 8 ، بينما هناك انخفاض في الخصائص المعدنية للعناصر. وهكذا ، تظهر الخصائص المعدنية نفسها أقوى ، وعدد أقل من الإلكترونات الموجودة في المستوى الخارجي.
أرز. 3. الفترات الصغيرة والكبيرة في الجدول الدوري.
تتكرر أيضًا خصائص الذرات مثل طاقة التأين وطاقة تقارب الإلكترون والسلبية الكهربية بشكل دوري. ترتبط هذه الكميات بقدرة الذرة على التبرع بإلكترون من مستوى خارجي (تأين) أو الاحتفاظ بإلكترون غريب عند مستواه الخارجي (تقارب الإلكترون) إجمالي التصنيفات المستلمة: 117.
النظام الدوري - مجموعة مرتبة من العناصر الكيميائية ، تصنيفها الطبيعي ، وهو تعبير رسومي (جدولي) للقانون الدوري للعناصر الكيميائية. تم تطوير هيكلها ، في كثير من النواحي المشابهة للهيكل الحديث ، من قبل D.I Mendeleev على أساس القانون الدوري في 1869-1871.
كان النموذج الأولي للنظام الدوري هو "تجربة نظام من العناصر على أساس وزنها الذري والتشابه الكيميائي" ، تم تجميعه بواسطة D.I Mendeleev في 1 مارس 1869. لمدة عامين ونصف ، قام العالم باستمرار بتحسين "تجربة النظام "، قدم فكرة المجموعات وسلسلة وفترات العناصر. نتيجة لذلك ، اكتسبت بنية النظام الدوري في كثير من النواحي الخطوط العريضة الحديثة.
كان من المهم بالنسبة لتطوره مفهوم مكان العنصر في النظام ، والذي تحدده أعداد المجموعة والفترة. بناءً على هذا المفهوم ، توصل مندليف إلى استنتاج مفاده أنه من الضروري تغيير الكتل الذرية لبعض العناصر: اليورانيوم والإنديوم والسيريوم وأقمارها الصناعية. كان هذا أول تطبيق عملي للنظام الدوري. كان مندليف أيضًا أول من توقع وجود وخصائص العديد من العناصر غير المعروفة. وصف العالم بالتفصيل أهم خصائص ekaaluminum (المستقبل الغاليوم) و ekabor (scandium) و ekasilicon (الجرمانيوم). بالإضافة إلى ذلك ، توقع وجود نظائر المنغنيز (مستقبل التكنيتيوم والرينيوم) ، التيلوريوم (البولونيوم) ، اليود (الأستاتين) ، السيزيوم (الفرانسيوم) ، الباريوم (الراديوم) ، التنتالوم (البروتكتينيوم). كانت تنبؤات العالم بشأن هذه العناصر ذات طبيعة عامة ، حيث كانت هذه العناصر موجودة في مناطق قليلة الدراسة في النظام الدوري.
تمثل الإصدارات الأولى من النظام الدوري في كثير من النواحي مجرد تعميم تجريبي. بعد كل شيء ، لم يكن المعنى المادي للقانون الدوري واضحًا ، ولم يكن هناك تفسير لأسباب التغيير الدوري في خصائص العناصر اعتمادًا على الزيادة في الكتل الذرية. نتيجة لذلك ، ظلت العديد من المشاكل دون حل. هل هناك حدود للنظام الدوري؟ هل من الممكن تحديد العدد الدقيق للعناصر الموجودة؟ ظل هيكل الفترة السادسة غير واضح - ما هو المقدار الدقيق للعناصر الأرضية النادرة؟ ولم يعرف ما إذا كان لا يزال هناك عناصر بين الهيدروجين والليثيوم ، ما هو هيكل الفترة الأولى. لذلك ، حتى الإثبات المادي للقانون الدوري وتطوير نظرية النظام الدوري ، نشأت صعوبات خطيرة أكثر من مرة. كان الاكتشاف غير متوقع في 1894-1898. خمسة غازات خاملة يبدو أنه ليس لها مكان في الجدول الدوري. تم القضاء على هذه الصعوبة بفضل فكرة تضمين مجموعة صفرية مستقلة في بنية النظام الدوري. اكتشاف جماعي للعناصر المشعة في مطلع القرنين التاسع عشر والعشرين. (بحلول عام 1910 كان عددهم حوالي 40) أدى إلى تناقض حاد بين الحاجة إلى وضعهم في النظام الدوري وهيكله الحالي. بالنسبة لهم ، كانت هناك 7 شواغر فقط في الفترتين السادسة والسابعة. تم حل هذه المشكلة نتيجة إنشاء قواعد التحول واكتشاف النظائر.
كان أحد الأسباب الرئيسية لاستحالة تفسير المعنى المادي للقانون الدوري وهيكل النظام الدوري هو عدم معرفة كيفية ترتيب الذرة (انظر Atom). كان أهم معلم في تطوير النظام الدوري هو إنشاء النموذج الذري بواسطة إي. رذرفورد (1911). على أساسه ، اقترح العالم الهولندي أ. فان دن بروك (1913) أن الرقم الترتيبي لعنصر في النظام الدوري يساوي عدديًا شحنة نواة ذرته (Z). تم تأكيد ذلك تجريبياً من قبل العالم الإنجليزي جي موسلي (1913). حصل القانون الدوري على تبرير مادي: بدأ النظر في دورية التغييرات في خصائص العناصر اعتمادًا على Z - شحنة نواة ذرة عنصر ، وليس على الكتلة الذرية (انظر القانون الدوري للعناصر الكيميائية) .
نتيجة لذلك ، تم تعزيز هيكل النظام الدوري بشكل كبير. تم تحديد الحد الأدنى للنظام. هذا هو الهيدروجين ، العنصر ذو الحد الأدنى Z = 1. أصبح من الممكن تقدير عدد العناصر بدقة بين الهيدروجين واليورانيوم. تم تحديد "الثغرات" في النظام الدوري ، المقابلة لعناصر غير معروفة مع Z = 43 ، 61 ، 72 ، 75 ، 85 ، 87. ومع ذلك ، ظلت الأسئلة حول العدد الدقيق للعناصر الأرضية النادرة غير واضحة ، والأهم من ذلك ، أسباب لم يتم الكشف عن التغيير الدوري في خصائص العناصر ، اعتمادًا على Z.
بناءً على الهيكل الثابت للنظام الدوري ونتائج دراسة الأطياف الذرية ، قام العالم الدنماركي ن. بور في 1918-1921. طورت أفكارًا حول تسلسل بناء الأصداف الإلكترونية والأجزاء الفرعية في الذرات. توصل العالم إلى استنتاج مفاده أن أنواعًا مماثلة من التكوينات الإلكترونية للأغلفة الخارجية للذرات تتكرر بشكل دوري. وهكذا ، فقد تبين أن دورية التغييرات في خصائص العناصر الكيميائية تفسر من خلال وجود دورية في بناء قذائف الإلكترون والأجزاء الفرعية للذرات.
يغطي النظام الدوري أكثر من 100 عنصر. من بين هذه العناصر ، تم الحصول على جميع عناصر عبر اليورانيوم (Z = 93-110) ، وكذلك العناصر التي تحتوي على Z = 43 (تكنيتيوم) ، و 61 (بروميثيوم) ، و 85 (أستاتين) ، و 87 (فرانسيوم) بشكل مصطنع. على مدار التاريخ الكامل لوجود النظام الدوري ، تم اقتراح عدد كبير جدًا (> 500) من تمثيلاته الرسومية ، بشكل أساسي في شكل جداول ، وكذلك في شكل أشكال هندسية مختلفة (مكانية ومستوية) ، المنحنيات التحليلية (الحلزونات ، إلخ) ، إلخ. وأكثرها انتشارًا هي الجداول القصيرة ، وشبه الطويلة ، والطويلة ، والجداول المتدرجة. حاليًا ، يُفضل النموذج القصير.
المبدأ الأساسي لبناء النظام الدوري هو تقسيمه إلى مجموعات وفترات. لم يتم استخدام مفهوم منديليف لصفوف العناصر حاليًا ، لأنه يخلو من المعنى المادي. المجموعات ، بدورها ، مقسمة إلى المجموعات الفرعية الرئيسية (أ) والثانوية (ب). تحتوي كل مجموعة فرعية على عناصر - نظائرها الكيميائية. تظهر أيضًا عناصر المجموعات الفرعية a و b في معظم المجموعات تشابهًا معينًا فيما بينها ، بشكل أساسي في حالات الأكسدة الأعلى ، والتي ، كقاعدة عامة ، تساوي رقم المجموعة. الفترة هي مجموعة من العناصر تبدأ بمعدن قلوي وتنتهي بغاز خامل (حالة خاصة هي الفترة الأولى). تحتوي كل فترة على عدد محدد بدقة من العناصر. يتكون النظام الدوري من ثماني مجموعات وسبع فترات ولم تكتمل الفترة السابعة بعد.
خصوصية أولتكمن الفترة في حقيقة أنها تحتوي على عنصرين غازيين فقط في الشكل الحر: الهيدروجين والهيليوم. مكان الهيدروجين في النظام غامض. نظرًا لأنه يعرض خصائص مشتركة مع الفلزات القلوية والهالوجينات ، فإنه يتم وضعه إما في المجموعة الفرعية 1a- أو Vlla ، أو كليهما في نفس الوقت ، مع إرفاق الرمز بين قوسين في إحدى المجموعات الفرعية. الهليوم هو الممثل الأول للمجموعة الفرعية VIIIa. لفترة طويلة ، تم فصل الهيليوم وجميع الغازات الخاملة في مجموعة صفرية مستقلة. تطلب هذا الحكم مراجعة بعد تخليق المركبات الكيميائية للكريبتون والزينون والرادون. ونتيجة لذلك ، تم دمج الغازات الخاملة وعناصر المجموعة السابقة الثامنة (الحديد والكوبالت والنيكل والبلاتين) في مجموعة واحدة.
ثانياالفترة تحتوي على 8 عناصر. يبدأ بالليثيوم المعدني القلوي ، الذي تكون حالة الأكسدة الوحيدة فيه هي +1. يأتي بعد ذلك البريليوم (معدن ، حالة أكسدة +2). يُظهر البورون بالفعل طابعًا معدنيًا ضعيفًا وهو غير معدني (حالة الأكسدة +3). بجانب البورون ، يعتبر الكربون مادة غير فلزية نموذجية تظهر حالات الأكسدة +4 و 4. النيتروجين والأكسجين والفلور والنيون كلها غير معادن ، حيث يكون للنيتروجين أعلى حالة أكسدة تبلغ +5 تقابل رقم المجموعة. يعد الأكسجين والفلور من بين أكثر المعادن نشاطًا. النيون الغازي الخامل يكمل الفترة.
ثالثالفترة (الصوديوم - الأرجون) تحتوي أيضًا على 8 عناصر. تشبه طبيعة التغيير في خصائصها إلى حد كبير تلك التي لوحظت لعناصر الفترة الثانية. ولكن هناك خصوصية خاصة بها. لذا ، فإن المغنيسيوم ، على عكس البريليوم ، هو معدن أكثر ، وكذلك الألومنيوم مقارنة بالبورون. السيليكون والفوسفور والكبريت والكلور والأرجون كلها غير معادن نموذجية. وجميعهم ، باستثناء الأرجون ، يظهرون أعلى حالات أكسدة مساوية لعدد المجموعة.
كما نرى ، في كلتا الفترتين ، مع زيادة Z ، لوحظ ضعف واضح في المعدن وتقوية الخصائص غير المعدنية للعناصر. وصف D.I Mendeleev عناصر الفترتين الثانية والثالثة (في كلماته الصغيرة) نموذجية. تعتبر عناصر الفترات الصغيرة من أكثر العناصر شيوعًا في الطبيعة. الكربون والنيتروجين والأكسجين (إلى جانب الهيدروجين) هي مواد عضوية ، أي العناصر الرئيسية للمواد العضوية.
يتم وضع جميع عناصر الفترات الأولى والثالثة في مجموعات فرعية a.
الرابعةالفترة (البوتاسيوم - الكريبتون) تحتوي على 18 عنصرًا. وفقا لمندليف ، هذه هي أول فترة كبيرة. بعد معدن البوتاسيوم القلوي والكالسيوم المعدني الأرضي القلوي ، تتبع سلسلة من العناصر تتكون من 10 ما يسمى بالمعادن الانتقالية (سكانديوم - زنك). كل منهم مدرج في المجموعات الفرعية b ‑. تُظهر معظم المعادن الانتقالية حالات أكسدة أعلى مساوية لرقم المجموعة ، باستثناء الحديد والكوبالت والنيكل. تنتمي العناصر من الغاليوم إلى الكريبتون إلى المجموعات الفرعية a. هناك عدد من المركبات الكيميائية المعروفة للكريبتون.
الخامسالفترة (الروبيديوم - الزينون) في بنائها تشبه الفترة الرابعة. يحتوي أيضًا على إدراج 10 معادن انتقالية (الإيتريوم - الكادميوم). عناصر هذه الفترة لها خصائصها الخاصة. في ثالوث الروثينيوم - الروديوم - البلاديوم ، تُعرف المركبات بالروثينيوم حيث تظهر حالة أكسدة +8. تُظهر جميع عناصر المجموعات الفرعية a أعلى حالات أكسدة مساوية لرقم المجموعة. تعد ميزات التغيير في خصائص عناصر الفترتين الرابعة والخامسة مع زيادة Z أكثر تعقيدًا مقارنة بالفترتين الثانية والثالثة.
السادسالفترة (السيزيوم - الرادون) تشمل 32 عنصرًا. في هذه الفترة ، بالإضافة إلى 10 معادن انتقالية (اللانثانم ، الهافنيوم - الزئبق) ، هناك أيضًا مجموعة من 14 لانثانيدات - من السيريوم إلى اللوتيتيوم. العناصر من السيريوم إلى اللوتيتيوم متشابهة جدًا كيميائيًا ، ولهذا السبب تم تضمينها منذ فترة طويلة في عائلة العناصر الأرضية النادرة. في الشكل المختصر للنظام الدوري ، يتم تضمين سلسلة اللانثانيد في خلية اللانثانم ويتم فك تشفير هذه السلسلة في أسفل الجدول (انظر اللانثانيدات).
ما هي خصوصية عناصر الفترة السادسة؟ في ثلاثي الأوزميوم - الإيريديوم - البلاتين ، تُعرف حالة الأكسدة +8 بالأوزميوم. الأستاتين له طابع معدني واضح إلى حد ما. الرادون هو أكثر الغازات الخاملة تفاعلًا. لسوء الحظ ، نظرًا لكونها عالية النشاط الإشعاعي ، فقد تمت دراسة كيمياءها قليلاً (انظر العناصر المشعة).
سابعاالفترة تبدأ بفرنسا. مثل السادس ، يجب أن يحتوي أيضًا على 32 عنصرًا ، لكن 24 منها معروفة حتى الآن. الفرانسيوم والراديوم هما عنصران من المجموعتين الفرعيتين Ia و IIa ، على التوالي ، ينتمي الأكتينيوم إلى المجموعة الفرعية IIIb. تأتي بعد ذلك عائلة الأكتينيد ، والتي تضم عناصر من الثوريوم إلى اللورنسيوم ويتم ترتيبها بشكل مشابه لمادة اللانثانيدات. يتم أيضًا فك تشفير هذا الصف من العناصر في أسفل الجدول.
الآن دعونا نرى كيف تتغير خصائص العناصر الكيميائية مجموعات فرعيةالنظام الدوري. النمط الرئيسي لهذا التغيير هو تقوية الطبيعة المعدنية للعناصر مع زيادة Z. يظهر هذا النمط بشكل خاص في المجموعات الفرعية IIIa-VIIa. بالنسبة للمعادن من المجموعات الفرعية Ia – IIIa ، لوحظ زيادة في النشاط الكيميائي. في عناصر المجموعات الفرعية IVa-VIIa ، كلما زاد Z ، لوحظ ضعف في النشاط الكيميائي للعناصر. بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية b ، تكون طبيعة التغيير في النشاط الكيميائي أكثر تعقيدًا.
تم تطوير نظرية النظام الدوري بواسطة ن. بوهر وعلماء آخرين في عشرينيات القرن الماضي. القرن ال 20 ويستند إلى مخطط حقيقي لتشكيل التكوينات الإلكترونية للذرات (انظر Atom). وفقًا لهذه النظرية ، مع زيادة Z ، يحدث ملء قذائف الإلكترون والأجزاء الفرعية في ذرات العناصر المدرجة في فترات النظام الدوري في التسلسل التالي:
| أرقام الفترة | ||||||
|---|---|---|---|---|---|---|
| 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 |
| 1 ثانية | 2s2p | 3s3p | 4s3d4p | 5s4d5p | 6 s4f5d6p | 7s5f6d7p |
استنادًا إلى نظرية النظام الدوري ، يمكن إعطاء التعريف التالي للفترة: الفترة هي مجموعة من العناصر التي تبدأ بعنصر بقيمة n تساوي رقم الفترة و l = 0 (عناصر s) وينتهي بعنصر له نفس القيمة n و l = 1 (p- العناصر) (انظر Atom). الاستثناء هو الفترة الأولى ، التي تحتوي على عناصر 1s فقط. من نظرية النظام الدوري ، فإن أعداد العناصر في الفترات التالية: 2 ، 8 ، 8 ، 18 ، 18 ، 32 ...
في الجدول ، تظهر رموز العناصر من كل نوع (s- و p- و d- و f-element) على خلفية ملونة محددة: عناصر s - على أحمر ، عناصر p - على برتقالي ، عناصر d - باللون الأزرق ، و العناصر - باللون الأخضر. تحتوي كل خلية على الأرقام التسلسلية والكتل الذرية للعناصر ، بالإضافة إلى التكوينات الإلكترونية لقذائف الإلكترون الخارجية.
ويترتب على نظرية النظام الدوري أن العناصر التي تحتوي على n يساوي عدد الفترة و l = 0 و 1 تنتمي إلى المجموعات الفرعية a. تشتمل المجموعات الفرعية b على تلك العناصر التي تم إكمال الأصداف التي ظلت غير مكتملة في ذراتها. هذا هو السبب في أن الفترات الأولى والثانية والثالثة لا تحتوي على عناصر المجموعات الفرعية b.
يرتبط هيكل النظام الدوري للعناصر ارتباطًا وثيقًا ببنية ذرات العناصر الكيميائية. مع زيادة Z ، تتكرر بشكل دوري أنواع مماثلة من التكوين لقذائف الإلكترون الخارجية. وهي تحدد السمات الرئيسية للسلوك الكيميائي للعناصر. تتجلى هذه الميزات بشكل مختلف بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية a (عناصر s و p) ، لعناصر المجموعات الفرعية b (عناصر d الانتقالية) وعناصر العائلات f - اللانثانيدات والأكتينيدات. يتم تمثيل حالة خاصة بواسطة عناصر الفترة الأولى - الهيدروجين والهيليوم. الهيدروجين شديد التفاعل لأن إلكترون 1 ثانية فقط ينقسم بسهولة. في الوقت نفسه ، يكون تكوين الهيليوم (1s 2) مستقرًا للغاية ، مما يجعله غير نشط كيميائيًا.
بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية a ، تمتلئ أغلفة الإلكترون الخارجية للذرات (مع n يساوي رقم الفترة) ، لذلك تتغير خصائص هذه العناصر بشكل ملحوظ مع زيادة Z. وهكذا ، في الفترة الثانية ، الليثيوم (التكوين 2s) هو معدن نشط يفقد بسهولة إلكترونًا واحدًا من التكافؤ ؛ البريليوم (2s 2) هو أيضًا معدن ، ولكنه أقل نشاطًا بسبب حقيقة أن إلكتروناته الخارجية مرتبطة بقوة بالنواة. علاوة على ذلك ، يمتلك البورون (2s 2 p) طابعًا معدنيًا ضعيفًا ، وجميع العناصر اللاحقة للفترة الثانية ، التي يتكون فيها الجزء الفرعي 2p ، هي بالفعل غير معدنية. إن التكوين المكون من ثمانية إلكترونات لغلاف الإلكترون الخارجي للنيون (2s 2 p 6) - غاز خامل - قوي للغاية.
يتم شرح الخصائص الكيميائية لعناصر الفترة الثانية من خلال رغبة ذراتهم في الحصول على التكوين الإلكتروني لأقرب غاز خامل (تكوين الهيليوم للعناصر من الليثيوم إلى الكربون أو تكوين النيون لعناصر من الكربون إلى الفلور). لهذا السبب ، على سبيل المثال ، لا يمكن أن يُظهر الأكسجين حالة أكسدة أعلى مساوية لرقم المجموعة: بعد كل شيء ، من الأسهل عليه تحقيق تكوين النيون من خلال الحصول على إلكترونات إضافية. تتجلى نفس طبيعة التغيير في الخصائص في عناصر الفترة الثالثة وفي العناصر s و p لجميع الفترات اللاحقة. في الوقت نفسه ، يتجلى ضعف قوة الرابطة بين الإلكترونات الخارجية والنواة في مجموعات فرعية أ مع زيادة Z في خصائص العناصر المقابلة. لذلك ، بالنسبة للعناصر s ، هناك زيادة ملحوظة في النشاط الكيميائي مع زيادة Z ، وبالنسبة للعناصر p ، زيادة في الخصائص المعدنية.
في ذرات العناصر d الانتقالية ، تكتمل الأصداف غير المكتملة سابقًا بقيمة العدد الكمي الرئيسي n ، أي أقل بمقدار واحد من رقم الفترة. مع بعض الاستثناءات ، يكون تكوين غلاف الإلكترون الخارجي لذرات العناصر الانتقالية هو ns 2. لذلك ، فإن جميع عناصر d عبارة عن معادن ، وهذا هو السبب في أن التغييرات في خصائص عناصر d مع زيادة Z ليست حادة كما هو ملاحظ في العناصر s و p. في حالات الأكسدة الأعلى ، تُظهر العناصر d تشابهًا معينًا مع عناصر p للمجموعات المقابلة في النظام الدوري.
يتم شرح ميزات خصائص عناصر الثلاثيات (VIIIb ‑ subgroup) من خلال حقيقة أن b ‑ subshells على وشك الاكتمال. هذا هو السبب في أن معادن الحديد والكوبالت والنيكل والبلاتين ، كقاعدة عامة ، لا تميل لإعطاء مركبات ذات حالات أكسدة أعلى. الاستثناءات الوحيدة هي الروثينيوم والأوزميوم ، اللذان يعطيان أكاسيد RuO 4 و OsO 4. بالنسبة لعناصر المجموعتين الفرعيتين Ib و IIb ، فإن d-subshell يتضح أنه مكتمل بالفعل. لذلك ، فإنها تظهر حالات أكسدة مساوية لعدد المجموعة.
في ذرات اللانثانيدات والأكتينيدات (كلها معادن) ، يحدث اكتمال قذائف الإلكترون غير المكتملة سابقًا بقيمة العدد الكمي الرئيسي ن وحدتين أقل من رقم الفترة. في ذرات هذه العناصر ، يظل تكوين غلاف الإلكترون الخارجي (ns 2) دون تغيير ، ويمتلئ الغلاف الخارجي N الخارجي بـ 4 إلكترونات. هذا هو السبب في أن اللانثانيدات متشابهة جدًا.
بالنسبة للأكتينيدات ، فإن الوضع أكثر تعقيدًا. في ذرات العناصر مع Z = 90-95 ، يمكن للإلكترونين 6d و 5f المشاركة في التفاعلات الكيميائية. لذلك ، تحتوي الأكتينيدات على العديد من حالات الأكسدة. على سبيل المثال ، بالنسبة للنبتونيوم والبلوتونيوم والأمريسيوم ، تُعرف المركبات حيث تعمل هذه العناصر في الحالة سباعي التكافؤ. فقط العناصر التي تبدأ من الكوريوم (Z = 96) تصبح مستقرة في الحالة ثلاثية التكافؤ ، ولكن حتى هنا توجد بعض الخصائص المميزة. وبالتالي ، فإن خصائص الأكتينيدات تختلف اختلافًا كبيرًا عن خصائص اللانثانيدات ، وبالتالي لا يمكن اعتبار كلتا العائلتين متشابهتين.
تنتهي عائلة الأكتينيد بعنصر Z = 103 (لورنسيوم). يُظهر تقييم الخواص الكيميائية للكورشاتوفيوم (Z = 104) ونيلزبوريوم (Z = 105) أن هذه العناصر يجب أن تكون نظائر للهافنيوم والتنتالوم ، على التوالي. لذلك ، يعتقد العلماء أنه بعد عائلة الأكتينيدات في الذرات ، يبدأ الملء المنتظم للقشرة الفرعية 6d. لم يتم تقييم الطبيعة الكيميائية للعناصر مع Z = 106–110 تجريبيًا.
العدد المحدود للعناصر التي يغطيها النظام الدوري غير معروف. ربما تكون مشكلة الحد الأعلى هو اللغز الرئيسي في النظام الدوري. أثقل عنصر موجود في الطبيعة هو البلوتونيوم (Z = 94). الحد الذي تم بلوغه للانصهار النووي الاصطناعي هو عنصر برقم ذري 110. ويبقى السؤال: هل سيكون من الممكن الحصول على عناصر ذات أعداد ذرية أعلى ، أي منها وكم عددها؟ لا يمكن الرد عليه بأي يقين.
باستخدام أكثر العمليات الحسابية تعقيدًا التي يتم إجراؤها على أجهزة الكمبيوتر الإلكترونية ، حاول العلماء تحديد بنية الذرات وتقييم أهم خصائص "العناصر الفائقة" ، حتى الأرقام التسلسلية الضخمة (Z = 172 وحتى Z = 184). النتائج التي تم الحصول عليها كانت غير متوقعة تماما. على سبيل المثال ، في ذرة عنصر مع Z = 121 ، من المتوقع ظهور إلكترون 8p ؛ هذا بعد اكتمال تكوين الجزء الفرعي 8s في الذرات باستخدام Z = 119 و 120. لكن ظهور الإلكترونات p بعد الإلكترونات s يُلاحظ فقط في ذرات عناصر الفترتين الثانية والثالثة. تظهر الحسابات أيضًا أنه في عناصر الفترة الافتراضية الثامنة ، يحدث ملء غلاف الإلكترون والأغلفة الفرعية للذرات في تسلسل معقد وغريب جدًا. لذلك ، فإن تقييم خصائص العناصر المقابلة يمثل مشكلة صعبة للغاية. يبدو أن الفترة الثامنة يجب أن تحتوي على 50 عنصرًا (Z = 119–168) ، ولكن وفقًا للحسابات ، يجب أن تنتهي عند العنصر مع Z = 164 ، أي 4 أرقام تسلسلية سابقة. واتضح أن الفترة التاسعة "الغريبة" يجب أن تتكون من 8 عناصر. هنا سجله "الإلكتروني": 9s 2 8p 4 9p 2. بمعنى آخر ، سوف يحتوي على 8 عناصر فقط ، مثل الفترتين الثانية والثالثة.
من الصعب تحديد مدى صحة الحسابات التي يتم إجراؤها بمساعدة الكمبيوتر. ومع ذلك ، إذا تم تأكيدها ، فسيكون من الضروري إجراء مراجعة جادة للأنماط التي يقوم عليها النظام الدوري للعناصر وهيكلها.
لقد لعب النظام الدوري ولا يزال يلعب دورًا كبيرًا في تطوير مختلف مجالات العلوم الطبيعية. وكان من أهم إنجازات العلوم الذرية والجزيئية ، فقد ساهم في ظهور المفهوم الحديث لـ "العنصر الكيميائي" وصقل مفاهيم المواد والمركبات البسيطة.
كان للأنماط التي كشف عنها النظام الدوري تأثير كبير على تطوير نظرية بنية الذرات ، واكتشاف النظائر ، وظهور الأفكار حول الدورية النووية. يرتبط البيان العلمي الدقيق لمشكلة التنبؤ في الكيمياء بالنظام الدوري. تجلى هذا في التنبؤ بوجود وخصائص عناصر مجهولة وخصائص جديدة للسلوك الكيميائي للعناصر التي تم اكتشافها بالفعل. الآن النظام الدوري هو أساس الكيمياء ، غير العضوية في المقام الأول ، مما يساعد بشكل كبير في حل مشكلة التركيب الكيميائي للمواد ذات الخصائص المحددة مسبقًا ، وتطوير مواد أشباه الموصلات الجديدة ، واختيار محفزات محددة لعمليات كيميائية مختلفة ، وما إلى ذلك ، وأخيرًا ، النظام الدوري هو الأساس الذي يقوم عليه تدريس الكيمياء.
النظام الدوري للعناصر الكيميائية (جدول مندليف)- تصنيف العناصر الكيميائية ، وتحديد اعتماد الخصائص المختلفة للعناصر على شحنة النواة الذرية. النظام هو تعبير بياني عن القانون الدوري الذي وضعه الكيميائي الروسي د. آي. مينديليف في عام 1869. تم تطوير نسخته الأصلية بواسطة D.I Mendeleev في 1869-1871 وأثبت اعتماد خصائص العناصر على وزنها الذري (بالمصطلحات الحديثة ، على الكتلة الذرية). في المجموع ، تم اقتراح عدة مئات من المتغيرات لتمثيل النظام الدوري (المنحنيات التحليلية ، والجداول ، والأشكال الهندسية ، وما إلى ذلك). في الإصدار الحديث من النظام ، من المفترض أن يتم تقليص العناصر إلى جدول ثنائي الأبعاد ، حيث يحدد كل عمود (مجموعة) الخصائص الفيزيائية والكيميائية الرئيسية ، وتمثل الصفوف فترات متشابهة لبعضها البعض إلى حد معين .
النظام الدوري للعناصر الكيميائية لـ D.I. Mendeleev
|
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
لعب الاكتشاف الذي قام به الكيميائي الروسي منديليف (إلى حد بعيد) الدور الأكثر أهمية في تطوير العلوم ، أي في تطوير العلوم الذرية والجزيئية. جعل هذا الاكتشاف من الممكن الحصول على أكثر الأفكار مفهومة وسهلة التعلم حول المركبات الكيميائية البسيطة والمعقدة. فقط بفضل الجدول لدينا تلك المفاهيم حول العناصر التي نستخدمها في العالم الحديث. في القرن العشرين ، تجلى الدور التنبئي للنظام الدوري في تقييم الخواص الكيميائية لعناصر عبر اليورانيوم ، الذي أظهره منشئ الجدول.
قدم الجدول الدوري لمندليف ، الذي تم تطويره في القرن التاسع عشر ، لصالح علم الكيمياء ، تنظيمًا منهجيًا جاهزًا لأنواع الذرات لتطوير الفيزياء في القرن العشرين (فيزياء الذرة ونواة الذرة) . في بداية القرن العشرين ، أثبت الفيزيائيون ، من خلال البحث ، أن الرقم التسلسلي (المعروف أيضًا باسم الذري) ، هو أيضًا مقياس للشحنة الكهربائية للنواة الذرية لهذا العنصر. ويحدد عدد الفترة (أي الصف الأفقي) عدد قذائف الإلكترون في الذرة. كما اتضح أن رقم الصف العمودي للجدول يحدد التركيب الكمي للغلاف الخارجي للعنصر (وبالتالي ، فإن عناصر الصف نفسه ترجع إلى تشابه الخصائص الكيميائية).
كان اكتشاف العالم الروسي بمثابة حقبة جديدة في تاريخ علوم العالم ، ولم يسمح هذا الاكتشاف بإحداث قفزة هائلة في الكيمياء فحسب ، بل كان أيضًا لا يقدر بثمن لعدد من مجالات العلوم الأخرى. قدم الجدول الدوري نظامًا متماسكًا للمعلومات حول العناصر ، بناءً عليه ، أصبح من الممكن استخلاص استنتاجات علمية ، وحتى توقع بعض الاكتشافات.
الجدول الدوري إحدى ميزات الجدول الدوري لمندلييف ، هي أن المجموعة (العمود في الجدول) لديها تعبيرات أكثر أهمية للاتجاه الدوري مقارنة بالفترات أو الكتل. في الوقت الحاضر ، تشرح نظرية ميكانيكا الكم والتركيب الذري جوهر المجموعة للعناصر من خلال حقيقة أن لديهم نفس التكوينات الإلكترونية لقذائف التكافؤ ، ونتيجة لذلك ، فإن العناصر الموجودة داخل نفس العمود لها ميزات متشابهة جدًا (متطابقة) من التكوين الإلكتروني ، مع خصائص كيميائية مماثلة. هناك أيضًا اتجاه واضح للتغيير المستقر في الخصائص مع زيادة الكتلة الذرية. وتجدر الإشارة إلى أنه في بعض مناطق الجدول الدوري (على سبيل المثال ، في المربعين D و F) ، تكون أوجه التشابه الأفقية ملحوظة أكثر من التشابه الرأسي.
يحتوي الجدول الدوري على مجموعات تم تعيين أرقامها التسلسلية من 1 إلى 18 (من اليسار إلى اليمين) ، وفقًا لنظام تسمية المجموعة الدولي. في الأيام الخوالي ، تم استخدام الأرقام الرومانية لتحديد المجموعات. في أمريكا ، كانت هناك ممارسة لوضع الحرف "A" بعد الرقم الروماني ، عندما تكون المجموعة في المربعين S و P ، أو الأحرف "B" - للمجموعات الموجودة في المربع D. المعرفات المستخدمة في ذلك الوقت هي هو نفس العدد الأخير من المؤشرات الحديثة في عصرنا (على سبيل المثال ، الاسم IVB ، يتوافق مع عناصر المجموعة الرابعة في عصرنا ، و IVA هي المجموعة الرابعة عشرة من العناصر). في البلدان الأوروبية في ذلك الوقت ، تم استخدام نظام مماثل ، ولكن هنا ، يشير الحرف "A" إلى مجموعات تصل إلى 10 ، والحرف "B" - بعد 10 شامل. لكن المجموعات 8،9،10 كان لها المعرف الثامن كمجموعة ثلاثية واحدة. لم تعد أسماء هذه المجموعات موجودة بعد أن دخل نظام ترميز IUPAC الجديد ، والذي لا يزال قيد الاستخدام حتى اليوم ، حيز التنفيذ في عام 1988.
تلقت العديد من المجموعات أسماء غير منتظمة ذات طبيعة تقليدية (على سبيل المثال ، "معادن الأرض القلوية" ، أو "الهالوجينات" ، وأسماء أخرى مماثلة). لم تتلق المجموعات من 3 إلى 14 مثل هذه الأسماء ، نظرًا لحقيقة أنها أقل تشابهًا مع بعضها البعض ولديها قدر أقل من التطابق مع الأنماط الرأسية ، وعادة ما يتم استدعاؤها إما بالرقم أو باسم العنصر الأول من المجموعة (التيتانيوم ، الكوبالت ، إلخ).
تظهر العناصر الكيميائية التي تنتمي إلى نفس المجموعة من الجدول الدوري اتجاهات معينة في الكهربية ، ونصف القطر الذري وطاقة التأين. في مجموعة واحدة ، من أعلى إلى أسفل ، يزداد نصف قطر الذرة ، حيث تمتلئ مستويات الطاقة ، وتُزال إلكترونات التكافؤ للعنصر من النواة ، بينما تنخفض طاقة التأين وتضعف الروابط في الذرة ، مما يبسط إزالة الإلكترونات. تنخفض أيضًا الكهربية ، وهذا نتيجة لحقيقة أن المسافة بين النواة وإلكترونات التكافؤ تزداد. ولكن هناك أيضًا استثناءات لهذه الأنماط ، على سبيل المثال ، تزداد الكهربية ، بدلاً من التناقص ، في المجموعة 11 ، من أعلى إلى أسفل. يوجد في الجدول الدوري سطر يسمى "فترة".
من بين المجموعات ، هناك تلك التي تكون فيها الاتجاهات الأفقية أكثر أهمية (على عكس المجموعات الأخرى التي تكون فيها الاتجاهات الرأسية أكثر أهمية) ، وتشمل هذه المجموعات الكتلة F ، حيث تشكل اللانثانيدات والأكتينيدات تسلسلين أفقيين مهمين.
تُظهر العناصر أنماطًا معينة من حيث نصف القطر الذري ، والسلبية الكهربية ، وطاقة التأين ، وطاقة تقارب الإلكترون. نظرًا لحقيقة أنه لكل عنصر تالٍ يزداد عدد الجسيمات المشحونة ، وتنجذب الإلكترونات إلى النواة ، وينخفض نصف القطر الذري في الاتجاه من اليسار إلى اليمين ، جنبًا إلى جنب مع هذا ، تزداد طاقة التأين ، مع زيادة في الرابطة في الذرة ، تزداد صعوبة إزالة الإلكترون. تتميز المعادن الموجودة على الجانب الأيسر من الجدول بمؤشر طاقة تقارب أقل للإلكترون ، وبالتالي ، على الجانب الأيمن ، مؤشر طاقة تقارب الإلكترون ، بالنسبة لغير المعادن ، يكون هذا المؤشر أعلى (بدون احتساب الغازات النبيلة).
مناطق مختلفة من الجدول الدوري لمندليف ، اعتمادًا على غلاف الذرة الذي يعمل عليه آخر إلكترون ، وبالنظر إلى أهمية غلاف الإلكترون ، من المعتاد وصفه على أنه كتل.
تتضمن الكتلة S أول مجموعتين من العناصر ، (الفلزات الأرضية القلوية والقلوية ، الهيدروجين والهيليوم).
تتضمن P-block المجموعات الست الأخيرة ، من 13 إلى 18 (وفقًا لـ IUPAC ، أو وفقًا للنظام المعتمد في أمريكا - من IIIA إلى VIIIA) ، وتشمل هذه الكتلة أيضًا جميع أشباه الفلزات.
Block - D ، المجموعات من 3 إلى 12 (IUPAC ، أو IIIB إلى IIB باللغة الأمريكية) ، تشمل هذه الكتلة جميع المعادن الانتقالية.
بلوك - F ، يؤخذ عادة من الجدول الدوري ، ويتضمن اللانثانيدات والأكتينيدات.
الجدول الدوري للعناصر D. I. Mendeleev ، طبيعي ، وهو تعبير جدولي (أو رسوم بيانية أخرى). تم تطوير النظام الدوري للعناصر بواسطة D.I Mendeleev في 1869-1871.
تاريخ النظام الدوري للعناصر.قام العديد من العلماء في إنجلترا والولايات المتحدة بمحاولات التنظيم المنهجي منذ الثلاثينيات من القرن التاسع عشر. Mendeleev - I. Döbereiner، J. Dumas، الكيميائي الفرنسي A. Shancourtua، eng. أسس الكيميائيون W. Odling و J. Newlands وآخرون وجود مجموعات من العناصر المتشابهة في الخواص الكيميائية ، ما يسمى بـ "المجموعات الطبيعية" (على سبيل المثال ، "ثالوث" Döbereiner). ومع ذلك ، فإن هؤلاء العلماء لم يذهبوا إلى أبعد من إنشاء أنماط معينة داخل المجموعات. في عام 1864 ، اقترح L.Meyer جدولاً يوضح النسبة لعدة مجموعات مميزة من العناصر على أساس البيانات الموجودة على. لم يقدم ماير تقارير نظرية من طاولته.
كان النموذج الأولي للنظام الدوري العلمي للعناصر هو جدول "تجربة نظام من العناصر على أساس تشابهها الكيميائي" ، الذي جمعه مندليف في 1 مارس 1869 ( أرز. واحد). على مدى العامين التاليين ، قام المؤلف بتحسين هذا الجدول ، وقدم أفكارًا حول المجموعات والسلسلة وفترات العناصر ؛ حاول تقدير سعة الفترات الصغيرة والكبيرة ، التي تحتوي ، في رأيه ، على 7 و 17 عنصرًا على التوالي. في عام 1870 ، وصف نظامه بأنه طبيعي ، وفي عام 1871 - دوري. حتى ذلك الحين ، اكتسبت بنية النظام الدوري للعناصر في كثير من النواحي الخطوط العريضة الحديثة ( أرز. 2).
لم يحظ النظام الدوري للعناصر على الفور بالاعتراف باعتباره تعميمًا علميًا أساسيًا ؛ تغير الوضع بشكل كبير فقط بعد اكتشاف Ga و Sc و Ge وتأسيس ازدواجية Be (كانت تعتبر ثلاثية التكافؤ لفترة طويلة). ومع ذلك ، كان النظام الدوري للعناصر إلى حد كبير تعميمًا تجريبيًا للحقائق ، نظرًا لأن المعنى المادي للقانون الدوري لم يكن واضحًا ولم يكن هناك تفسير لأسباب التغيير الدوري في خصائص العناصر اعتمادًا على الزيادة. لذلك ، حتى الإثبات المادي للقانون الدوري وتطوير نظرية النظام الدوري للعناصر ، لا يمكن تفسير العديد من الحقائق. لذلك ، كان الاكتشاف غير متوقع في نهاية القرن التاسع عشر. ، والتي يبدو أنه ليس لها مكان في الجدول الدوري للعناصر ؛ تم القضاء على هذه الصعوبة بسبب التضمين في النظام الدوري لعناصر مجموعة صفرية مستقلة (لاحقًا VIIIa-subgroup). اكتشاف العديد من "عناصر الراديو" في بداية القرن العشرين. أدى إلى تناقض بين الحاجة إلى وضعها في النظام الدوري للعناصر وهيكلها (لأكثر من 30 عنصرًا كان هناك 7 أماكن "شاغرة" في الفترتين السادسة والسابعة). تم التغلب على هذا التناقض نتيجة الاكتشاف. أخيرًا ، فقدت القيمة () كمعامل يحدد خصائص العناصر معناها تدريجيًا.
كان أحد الأسباب الرئيسية لاستحالة شرح المعنى المادي للقانون الدوري والنظام الدوري للعناصر هو الافتقار إلى نظرية التركيب (انظر ، الفيزياء الذرية). لذلك ، كان أهم معلم في تطوير النظام الدوري للعناصر هو النموذج الكوكبي الذي اقترحه إي. رذرفورد (1911). على أساسها ، اقترح العالم الهولندي A. van den Broek (1913) أن عنصرًا في النظام الدوري للعناصر (Z) يساوي عدديًا شحنة النواة (بوحدات الشحنة الأولية). تم تأكيد ذلك تجريبياً بواسطة G.Moseley (1913-14 ، انظر قانون Moseley). لذلك كان من الممكن إثبات أن تكرار تغيير خصائص العناصر يعتمد على وليس عليها. نتيجة لذلك ، على أساس علمي ، تم تحديد الحد الأدنى للنظام الدوري للعناصر (كعنصر بحد أدنى Z = 1) ؛ عدد العناصر بين و يقدر بالضبط ؛ وجد أن "الفجوات" في النظام الدوري للعناصر تتوافق مع عناصر مجهولة مع Z = 43 ، 61 ، 72 ، 75 ، 85 ، 87.
ومع ذلك ، ظلت مسألة العدد الدقيق غير واضحة ، و (وهو أمر مهم بشكل خاص) لم يتم الكشف عن أسباب التغيير الدوري في خصائص العناصر المعتمدة على Z. تم العثور على هذه الأسباب في سياق مزيد من التطوير لنظرية النظام الدوري للعناصر على أساس الأفكار الكمومية حول الهيكل (انظر. المزيد). إن الإثبات المادي للقانون الدوري واكتشاف ظاهرة تساوي التوتر جعل من الممكن تعريف مفهوم "" ("") علميًا. الجدول الدوري المرفق (انظر. سوف.) يحتوي على القيم الحديثة للعناصر على مقياس الكربون وفقًا للجدول الدولي 1973. ترد أكثر القيم عمراً بين قوسين مربعين. بدلاً من 99 Tc و 226 Ra و 231 Pa و 237 Np الأكثر استقرارًا ، تمت الإشارة إلى هذه ، واعتمدتها (1969) من قبل اللجنة الدولية في.
هيكل الجدول الدوري للعناصر. يغطي الجدول الدوري الحديث (1975) 106 ؛ من بين هؤلاء ، تم الحصول على جميع ما وراء اليورانيوم (Z = 93-106) ، وكذلك العناصر ذات Z = 43 (Tc) ، و 61 (Pm) ، و 85 (At) و 87 (Fr) بشكل مصطنع. طوال تاريخ النظام الدوري للعناصر ، تم اقتراح عدد كبير (عدة مئات) من المتغيرات لتمثيلها الرسومي ، بشكل أساسي في شكل جداول ؛ تُعرف الصور أيضًا في شكل أشكال هندسية مختلفة (مكانية ومستوية) ، ومنحنيات تحليلية (على سبيل المثال ،) ، إلخ. الأكثر استخدامًا هي ثلاثة أشكال من النظام الدوري للعناصر: النموذج القصير الذي اقترحه منديليف ( أرز. 2) وحصلت على اعتراف عالمي (في شكلها الحديث ، يتم منحها على سوف.) ؛ طويل ( أرز. 3) ؛ سلم ( أرز. أربعة). تم تطوير النموذج الطويل أيضًا بواسطة Mendeleev ، وفي شكل محسّن اقترحه A. Werner في عام 1905. تم اقتراح نموذج السلم من قبل العالم الإنجليزي T. Bailey (1882) والعالم الدنماركي J. Thomsen (1895) وتم تحسينه بواسطة N. (1921). كل من الأشكال الثلاثة له مزايا وعيوب. المبدأ الأساسي لبناء نظام دوري للعناصر هو تقسيم الكل إلى مجموعات وفترات. تنقسم كل مجموعة بدورها إلى المجموعات الفرعية الرئيسية (أ) والثانوية (ب). تحتوي كل مجموعة فرعية على عناصر لها خصائص كيميائية متشابهة. تُظهر عناصر المجموعتين الفرعيتين a و b في كل مجموعة ، كقاعدة عامة ، تشابهًا كيميائيًا معينًا فيما بينها ، خاصة في المجموعات العليا ، والتي تتوافق ، كقاعدة عامة ، مع رقم المجموعة. الفترة هي مجموعة من العناصر التي تبدأ وتنتهي (الحالة الخاصة هي الفترة الأولى) ؛ تحتوي كل فترة على عدد محدد بدقة من العناصر. يتكون الجدول الدوري للعناصر من 8 مجموعات و 7 فترات (لم يكتمل الجدول السابع بعد).
خصوصية الفترة الأولى هي أنها تحتوي على عنصرين فقط: H و He. مكان H في النظام غامض: نظرًا لأنه يعرض خصائص مشتركة مع ومع ، يتم وضعه إما في Ia- أو (بشكل مفضل) في المجموعة الفرعية VIIa. - الممثل الأول للمجموعة الفرعية VIIa (ومع ذلك ، لفترة طويلة كان هو وجميعهم متحدين في مجموعة صفرية مستقلة).
الفترة الثانية (Li - Ne) تحتوي على 8 عناصر. يبدأ بـ Li ، الوحيد منها هو I. ثم يأتي Be - ، II. يتم التعبير عن الطبيعة المعدنية للعنصر B التالي بشكل ضعيف (III). C التي تليها نموذجية ، يمكن أن تكون رباعي التكافؤ الإيجابي والسلبي. اللاحقة N و O و F و Ne - وفقط في N ، يتوافق أعلى V مع رقم المجموعة ؛ فقط في حالات نادرة تظهر إيجابية ، و VI معروف بـ F. تنتهي الفترة ني.
الفترة الثالثة (Na - Ar) تحتوي أيضًا على 8 عناصر ، وطبيعة التغيير في خصائصها تشبه إلى حد كبير تلك التي لوحظت في الفترة الثانية. ومع ذلك ، فإن Mg ، على عكس Be ، أكثر فلزية ، كما هو الحال مع Al مقارنة بـ B ، على الرغم من أن Al متأصل. Si ، P ، S ، Cl ، Ar نموذجية ، لكن جميعها (باستثناء Ar) تظهر قيمًا أعلى تساوي رقم المجموعة. وهكذا ، في كلتا الفترتين ، مع زيادة Z ، لوحظ ضعف المعدن وتقوية الطبيعة غير المعدنية للعناصر. وصف مندليف عناصر الفترتين الثانية والثالثة (صغيرة ، في مصطلحاته) بأنها نموذجية. من المهم أنها من بين الأكثر شيوعًا في الطبيعة ، و C و N و O ، إلى جانب H ، هي العناصر الرئيسية للمواد العضوية (الكائنات العضوية). يتم تضمين جميع عناصر الفترات الثلاث الأولى في المجموعات الفرعية أ.
وفقًا للمصطلحات الحديثة (انظر أدناه) ، تشير عناصر هذه الفترات إلى عناصر s (الأرض القلوية والقلوية) التي تشكل المجموعات الفرعية Ia و IIa (مظللة باللون الأحمر على جدول الألوان) ، وعناصر p ( B - Ne ، At - Ar) ، المدرجة في المجموعات الفرعية IIIa - VIIIa (يتم تمييز رموزها باللون البرتقالي). بالنسبة لعناصر الفترات الصغيرة ، مع الزيادة ، أولاً ، لوحظ انخفاض ، وبعد ذلك ، عندما يزداد العدد في الغلاف الخارجي بالفعل بشكل كبير ، يؤدي تنافرها المتبادل إلى زيادة. يتم الوصول إلى الحد الأقصى التالي في بداية الفترة التالية على عنصر قلوي. تقريبا نفس النمط نموذجي ل.
الفترة الرابعة (K - Kr) تحتوي على 18 عنصرًا (الفترة الأولى الكبيرة ، وفقًا لمندليف). بعد K والأرض القلوية Ca (عناصر s) ، هناك سلسلة من عشرة ما يسمى (Sc - Zn) ، أو عناصر d (يتم إعطاء الرموز باللون الأزرق) ، والتي يتم تضمينها في مجموعات فرعية من 6 مجموعات مقابلة من الجدول الدوري للعناصر. يظهر معظمهم (جميعهم) أعلى منها يساوي رقم المجموعة. الاستثناء هو ثالوث Fe - Co - Ni ، حيث يكون العنصران الأخيران ثلاثيًا بشكل إيجابي ، وفي ظل ظروف معينة يُعرف في VI. العناصر التي تبدأ من Ga وتنتهي بـ Kr (عناصر p) تنتمي إلى المجموعات الفرعية a ، وطبيعة التغيير في خصائصها هي نفسها كما في الفترات المقابلة Z لعناصر الفترتين الثانية والثالثة. لقد ثبت أن Kr قادر على التكوين (بشكل رئيسي مع F) ، لكن VIII غير معروف له.
تم إنشاء الفترة الخامسة (Rb - Xe) بشكل مشابه للرابع ؛ يحتوي أيضًا على 10 (Y - Cd) ، عناصر d. السمات المحددة للفترة: 1) في الثالوث Ru - Rh - Pd يظهر فقط الثامن ؛ 2) جميع عناصر المجموعات الفرعية أ تظهر قيمًا أعلى تساوي رقم المجموعة ، بما في ذلك Xe ؛ 3) لدي خصائص معدنية ضعيفة. وبالتالي ، فإن طبيعة التغيير في الخصائص مع زيادة Z لعناصر الفترتين الرابعة والخامسة أكثر تعقيدًا ، حيث يتم الحفاظ على الخصائص المعدنية في فترة زمنية كبيرة.
الفترة السادسة (Cs - Rn) تتضمن 32 عنصرًا. بالإضافة إلى 10 عناصر d (La ، Hf - Hg) ، فإنه يحتوي على مجموعة من 14 عنصر f ، من Ce إلى Lu (رموز سوداء). العناصر La to Lu متشابهة جدًا كيميائيًا. في الشكل المختصر للجدول الدوري ، يتم تضمين العناصر في La (بما أنها السائدة III) وتتم كتابتها في سطر منفصل في أسفل الجدول. هذه التقنية غير مريحة إلى حد ما ، لأن 14 عنصرًا ، كما كانت ، خارج الجدول. لا تحتوي الأشكال الطويلة والسلمية للجدول الدوري للعناصر على مثل هذا القصور ، مما يعكس جيدًا التفاصيل على خلفية الهيكل المتكامل للجدول الدوري للعناصر. ملامح الفترة: 1) في ثالوث Os - Ir - Pt يتجلى فقط الثامن ؛ 2) يحتوي At على شخصية معدنية أكثر وضوحًا (مقارنة بـ 1) ؛ 3) Rn ، على ما يبدو (تمت دراسته قليلاً) ، يجب أن يكون الأكثر تفاعلاً من.
الفترة السابعة ، بدءًا من Fr (Z = 87) ، يجب أن تحتوي أيضًا على 32 عنصرًا ، منها 20 عنصرًا معروفًا حتى الآن (قبل العنصر بـ Z = 106). Fr و Ra هما عنصران من المجموعتين الفرعيتين Ia و IIa (عناصر s) ، على التوالي ، Ac هو نظير لعناصر المجموعة الفرعية IIIb (عنصر d). العناصر الـ 14 التالية ، عناصر f (مع Z من 90 إلى 103) ، تشكل. في الشكل المختصر للنظام الدوري للعناصر ، فإنها تشغل Ac وتتم كتابتها في سطر منفصل في أسفل الجدول ، على عكس ما تتميز به من تنوع كبير. فيما يتعلق بهذا ، من الناحية الكيميائية ، فإن السلسلة وتكشف عن اختلافات ملحوظة. أظهرت دراسة الطبيعة الكيميائية للعناصر مع Z = 104 و Z = 105 أن هذه العناصر هي نظائر و ، على التوالي ، عناصر d ، ويجب وضعها في مجموعات فرعية IVb- و Vb. يجب أن تكون العناصر اللاحقة حتى Z = 112 أيضًا أعضاء في مجموعات b-subgroups ، ثم تظهر (Z = 113-118) عناصر p (IIIa - VIlla-subgroups).
نظرية النظام الدوري للعناصر.تعتمد نظرية النظام الدوري للعناصر على فكرة الأنماط المحددة لبناء قذائف الإلكترون (الطبقات ، المستويات) والأجزاء الفرعية (الأصداف ، المستويات الفرعية) مع زيادة Z (انظر الفيزياء الذرية). تم تطوير هذه الفكرة في عام 1913-1921 ، مع مراعاة طبيعة التغيير في الخصائص في النظام الدوري للعناصر ونتائج دراستها. كشف عن ثلاث سمات مهمة لتشكيل التكوينات الإلكترونية: 1) ملء أغلفة الإلكترون (باستثناء الأصداف المقابلة لقيم العدد الكمي الرئيسي n = 1 و 2) لا يحدث بشكل رتيب حتى سعتها الكاملة ، بل هو توقف عن طريق ظهور مجموعات مرتبطة بقذائف ذات قيم كبيرة لـ n ؛ 2) يتم تكرار أنواع مماثلة من التكوينات الإلكترونية بشكل دوري ؛ 3) لا تتطابق حدود فترات النظام الدوري للعناصر (باستثناء الأول والثاني) مع حدود قذائف الإلكترون المتتالية.
في التدوين المعتمد في الفيزياء الذرية ، يمكن كتابة المخطط الحقيقي لتشكيل التكوينات الإلكترونية مع زيادة Z بشكل عام على النحو التالي:
تفصل الخطوط الرأسية فترات النظام الدوري للعناصر (يشار إلى أرقامها بالأرقام في الأعلى) ؛ يتم تمييز الأجزاء الفرعية بالخط العريض ، والتي تكمل بناء الأصداف بحرف n. تحت تسميات الأجزاء الفرعية ، يتم إعطاء قيم الأرقام الكمية الرئيسية (n) والمدارية (l) ، والتي تميز الأجزاء الفرعية المملوءة على التوالي. وفقًا لسعة كل إلكترون ، تبلغ سعة كل قشرة إلكترون 2 ن 2 ، وسعة كل قشرة فرعية 2 (2 لتر + 1). من المخطط أعلاه ، يتم تحديد قدرات الفترات المتتالية بسهولة: 2 ، 8 ، 8 ، 18 ، 18 ، 32 ، 32 ... تبدأ كل فترة بعنصر يظهر فيه بقيمة جديدة n. وبالتالي ، يمكن وصف الفترات بأنها مجموعات من العناصر تبدأ بعنصر بقيمة n تساوي رقم الفترة و l = 0 (ns 1 -elements) ، وتنتهي بعنصر بنفس n و l = 1 (np 6 -عناصر)؛ الاستثناء هو الفترة الأولى التي تحتوي على عناصر ls فقط. في هذه الحالة ، تشتمل المجموعات الفرعية a على العناصر التي يكون n فيها مساويًا لرقم الفترة ، و l \ u003d 0 أو 1 ، أي أن غلاف الإلكترون مبني باستخدام n محدد. تشتمل المجموعات الفرعية b على العناصر التي يحدث فيها اكتمال القذائف التي ظلت غير مكتملة (في هذه الحالة ، n أقل من رقم الفترة ، و l = 2 أو 3). تحتوي الفترات الأولى والثالثة من النظام الدوري للعناصر فقط على عناصر من مجموعات فرعية أ.
المخطط الحقيقي المقدم لتشكيل التكوينات الإلكترونية ليس مثاليًا ، لأنه في بعض الحالات يتم انتهاك الحدود الواضحة بين الأجزاء الفرعية المملوءة على التوالي (على سبيل المثال ، بعد ملء Cs و Ba 6s الفرعية ، وليس 4f- ، ولكن 5d إلكترون يظهر في Cs و Ba ، ويوجد 5d إلكترون في Gd وما إلى ذلك). علاوة على ذلك ، في الأصل لا يمكن استنتاج الدائرة الحقيقية من أي تمثيلات فيزيائية أساسية ؛ كان هذا الاستنتاج ممكنا من خلال تطبيقه على مشكلة الهيكل.
أنواع تكوينات قذائف الإلكترون الخارجية (on سوف.التكوينات المشار إليها) تحدد السمات الرئيسية للسلوك الكيميائي للعناصر. هذه الميزات خاصة بعناصر المجموعات الفرعية a (العناصر s و p) والمجموعات الفرعية b (العناصر d) والعائلات f (و). حالة خاصة هي عناصر الفترة الأولى (H و He). يُفسر العدد الذري الكيميائي المرتفع بسهولة فصل إلكترون واحد ، في حين أن التكوين (1s 2) قوي جدًا ، مما يجعله خاملًا كيميائيًا.
نظرًا لأن عناصر المجموعات الفرعية a تملأ غلاف الإلكترون الخارجي (مع n يساوي رقم الفترة) ، تتغير خصائص العناصر بشكل ملحوظ مع زيادة Z. لذلك ، في الفترة الثانية ، يكون Li (التكوين 2s 1) نشطًا كيميائيًا بسهولة فقدان التكافؤ ، كن (2s 2) - أيضًا ، ولكن أقل نشاطًا. يتم التعبير عن الطبيعة المعدنية للعنصر B التالي (2s 2 p) بشكل ضعيف ، وتكون جميع العناصر اللاحقة للفترة الثانية ، حيث تم بناء الجزء الفرعي 2p ، أضيق. تكوين ثمانية إلكترونات لغلاف الإلكترون الخارجي ني (2s 2 ص 6) قوي للغاية ، لذلك -. لوحظ وجود طابع مماثل للتغير في الخصائص لعناصر الفترة الثالثة ولعناصر s- و p لجميع الفترات اللاحقة ، ومع ذلك ، فإن ضعف الاتصال بين الخارجي والجوهر في المجموعات الفرعية a تؤثر زيادات Z بطريقة معينة على خصائصها. لذلك ، في العناصر s ، هناك زيادة ملحوظة في الخواص الكيميائية ، وفي العناصر p ، زيادة في الخواص المعدنية. في المجموعة الفرعية VIIIa ، تم إضعاف استقرار التكوين ns 2 np 6 ، ونتيجة لذلك اكتسب Kr (الفترة الرابعة) القدرة على الدخول فيه. ترتبط خصوصية العناصر p للفترتين الرابعة والسادسة أيضًا بحقيقة أنها منفصلة عن العناصر s بمجموعات من العناصر التي يتم فيها بناء أغلفة الإلكترون السابقة.
بالنسبة لعناصر d الانتقالية لمجموعات b الفرعية ، يتم إكمال الأصداف غير المكتملة بـ n واحد أقل من رقم الفترة. تكوين غلافها الخارجي ، كقاعدة عامة ، هو ns 2. لذلك ، جميع عناصر د. يؤدي التركيب المماثل للغلاف الخارجي للعناصر d في كل فترة إلى حقيقة أن التغيير في خصائص العناصر d مع زيادة Z ليس حادًا ولا يوجد فرق واضح إلا في العناصر الأعلى ، حيث تُظهر عناصر d تشابهًا معينًا مع العناصر p للمجموعات المقابلة لأنظمة العناصر الدورية. يتم شرح خصوصية عناصر المجموعة الفرعية VIIIb من خلال حقيقة أن قشور d الفرعية على وشك الاكتمال ، وبالتالي فإن هذه العناصر (باستثناء Ru و Os) لا تميل إلى الظهور بشكل أعلى. بالنسبة لعناصر المجموعة الفرعية Ib (Cu ، Ag ، Au) ، تبين أن d-subshell قد اكتمل بالفعل ، ولكن لم يتم استقراره بعد بشكل كافٍ ؛ تُظهر هذه العناصر أيضًا عناصر أعلى (حتى III في حالة Au).
قيمة النظام الدوري للعناصر. لقد لعب النظام الدوري للعناصر ولا يزال يلعب دورًا كبيرًا في تطوير العلوم الطبيعية. لقد كان أهم إنجاز للنظرية الذرية والجزيئية ، حيث أتاح تقديم تعريف حديث لمفهوم "" وتوضيح المفاهيم والمركبات. الأنماط التي كشف عنها النظام الدوري للعناصر كان لها تأثير كبير على تطور نظرية البنية ، وساهمت في تفسير ظاهرة النظير. ترتبط الصياغة العلمية الصارمة لمشكلة التنبؤ بالنظام الدوري للعناصر ، والذي يتجلى في كل من التنبؤ بوجود عناصر غير معروفة وخصائصها ، وفي التنبؤ بالسمات الجديدة للسلوك الكيميائي للعناصر المكتشفة بالفعل. النظام الدوري للعناصر - الأساس ، غير العضوي في المقام الأول ؛ يساعد بشكل كبير في حل مشاكل التوليف بخصائص محددة مسبقًا ، وفي تطوير مواد جديدة ، ولا سيما مواد أشباه الموصلات ، وفي اختيار المواد الخاصة بالعمليات الكيميائية المختلفة ، وما إلى ذلك. الجدول الدوري للعناصر هو أيضًا الأساس العلمي للتدريس.
مضاءة: مندليف دي ، القانون الدوري. المقالات الرئيسية ، م ، 1958 ؛ Kedrov BM ، ثلاثة جوانب من الذرات. الجزء 3. Zakon Mendeleev، M.، 1969؛ رابينوفيتش إي ، تيلو إي ، النظام الدوري للعناصر. التاريخ والنظرية ، M.-L. ، 1933 ؛ Karapetyants M. Kh.، Drakin S. I.، Structure، M.، 1967؛ Astakhov K. V. الحالة الحالية للنظام الدوري لـ D. I. Mendeleev، M.، 1969؛ كيدروف ب.م ، تريفونوف دي ن. ، قانون الدورية و. الاكتشافات والتسلسل الزمني ، M. ، 1969 ؛ مائة عام من القانون الدوري. مجموعة من المقالات ، M. ، 1969 ؛ مائة عام من القانون الدوري. التقارير في الجلسات العامة ، M. ، 1971 ؛ سبرونسن جيه دبليو فان ، النظام الدوري للعناصر الكيميائية. تاريخ من أول مائة عام ، Amst.-L.-N.Y. ، 1969 ؛ Klechkovsky V.M ، توزيع الذرات وقاعدة الملء المتتالية (n + l) -groups ، M. ، 1968 ؛ Trifonov D.N. ، حول التفسير الكمي للدورية ، M. ، 1971 ؛ Nekrasov B.V.، Fundamentals، vol. 1-2، 3rd ed.، M.، 1973؛ كيدروف ب م ، تريفونوف د. ن. ، حول المشكلات الحديثة للنظام الدوري ، م ، 1974.
دي ن. تريفونوف.
أرز. 1. جدول "تجربة نظام العناصر" ، بناءً على التشابه بينها وبين العناصر الكيميائية ، تم تجميعه بواسطة D. I. Mendeleev في 1 مارس 1869.
أرز. 3. الشكل الطويل للنظام الدوري للعناصر (النسخة الحديثة).
أرز. 4. شكل سلم من النظام الدوري للعناصر (حسب N.، 1921).
أرز. 2. "النظام الطبيعي للعناصر" بقلم دي آي مينديليف (شكل قصير) ، نُشر في الجزء الثاني من الطبعة الأولى من الأساسيات في عام 1871.
النظام الدوري لعناصر D. I. Mendeleev.
