Paskaita Nr. 2
Periodinė cheminių elementų sistema D.I. Mendelejevas
Planas:
D.I. atradimas. Mendelejevo periodinis įstatymas
Periodinės sistemos konstravimo principas
Periodinis įstatymas formuluojant D.I. Mendelejevas.
Periodinė cheminių elementų sistema – tai natūrali cheminių elementų klasifikacija, kuri yra grafinė (lentinė) cheminių elementų periodinio dėsnio išraiška. Jos struktūrą, daugeliu atžvilgių panašią į šiuolaikinę, 1869–1871 metais periodinio įstatymo pagrindu sukūrė D. I. Mendelejevas.
Periodinės sistemos prototipas buvo " Elementų sistemos, pagrįstos jų atominiu svoriu ir cheminiu panašumu, patirtis“, sudarytas DI. Mendelejevas 1869 m. kovo 1 d. Per dvejus metus mokslininkas nuolat tobulino „Sistemos patirtį“, pristatė elementų grupių, serijų ir periodų sampratą. Dėl to periodinės sistemos struktūra daugeliu atžvilgių įgavo šiuolaikinius kontūrus.
Jo raidai svarbi buvo elemento vietos sistemoje samprata, nulemta grupės ir laikotarpio skaičių. Remdamasis šia koncepcija, Mendelejevas padarė išvadą, kad būtina keisti kai kurių cheminių elementų: urano, indio, cerio ir jo palydovų atomines mases. Tai buvo pirmasis praktinis periodinės sistemos pritaikymas. Mendelejevas taip pat pirmasis numatė kelių nežinomų elementų egzistavimą. Mokslininkas apibūdino svarbiausias ekaaliuminio (ateities galio), ekaboro (skandio) ir ekasilicio (germanio) savybes. Be to, jis numatė mangano (būsimo technecio ir renio), telūro (polonio), jodo (astatino), cezio (francio), bario (radžio), tantalo (protaktinio) analogų egzistavimą. Mokslininko prognozės dėl šių elementų buvo bendro pobūdžio, nes šie elementai buvo mažai ištirtose periodinės sistemos srityse.
Pirmosios periodinės cheminių elementų sistemos versijos daugeliu atžvilgių buvo tik empirinis apibendrinimas. Juk nebuvo aiški periodinio dėsnio fizikinė prasmė, nebuvo paaiškinta, kodėl periodiškai keičiasi elementų savybės priklausomai nuo atominių masių didėjimo. Dėl to daugelis problemų liko neišspręstos. Ar yra periodinės sistemos ribos? Ar įmanoma nustatyti tikslų esamų elementų skaičių? Šeštojo laikotarpio struktūra liko neaiški – koks tikslus retųjų žemių elementų kiekis. Nebuvo žinoma, ar tarp vandenilio ir ličio dar yra elementų, kokia yra pirmojo laikotarpio sandara. Todėl iki pat periodinio dėsnio fizinio pagrindimo ir periodinės sistemos teorijos sukūrimo ne kartą iškilo rimtų sunkumų. Netikėtas buvo atradimas 1894–1898 m. inertinių dujų galaktika, kuriai, regis, nebeliko vietos periodinėje lentelėje. Šis sunkumas buvo pašalintas dėl idėjos įtraukti nepriklausomą nulinę grupę į periodinės sistemos struktūrą. Masinis radioelementų atradimas XIX–XX amžių sandūroje. (iki 1910 m. jų buvo apie 40) sukėlė aštrų prieštaravimą tarp būtinybės juos talpinti periodinėje sistemoje ir esamos jos struktūros. Jiems šeštajame ir septintajame laikotarpiais buvo tik 7 laisvos vietos. Ši problema buvo išspręsta nustačius pamainų taisykles ir atradus izotopus.
Viena iš pagrindinių priežasčių, kodėl nepavyko paaiškinti fizinės periodinio dėsnio prasmės ir periodinės sistemos sandaros, buvo ta, kad nebuvo žinoma, kaip buvo pastatytas atomas (žr. Atom). Svarbiausias periodinės sistemos raidos etapas buvo E. Rutherfordo (1911) sukurtas atominis modelis. Juo remdamasis olandų mokslininkas A. Van den Broekas (1913) pasiūlė, kad elemento eilės skaičius periodinėje sistemoje skaitiniu požiūriu lygus jo atomo branduolio krūviui (Z). Tai eksperimentiškai patvirtino anglų mokslininkas G. Moseley (1913). Periodinis dėsnis gavo fizikinį pagrindimą: elementų savybių pokyčių periodiškumas pradėtas svarstyti priklausomai nuo elemento atomo branduolio Z krūvio, o ne nuo atominės masės.
Dėl to žymiai sustiprėjo Mendelejevo periodinės sistemos struktūra. Nustatyta apatinė sistemos riba. Tai vandenilis, elementas, kurio minimalus Z = 1. Tapo įmanoma tiksliai įvertinti elementų skaičių tarp vandenilio ir urano. Periodinėje sistemoje buvo nustatytos „tarpos“, atitinkančios nežinomus elementus, kurių Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Tačiau liko neaiškūs klausimai dėl tikslaus retųjų žemių elementų skaičiaus ir, svarbiausia, priežastys nebuvo atskleistas periodinis elementų savybių pokytis.priklausomai nuo Z.
Remdamasis dabartine periodinės sistemos struktūra ir atomų spektrų tyrimo rezultatais, danų mokslininkasN. Boras 1918 - 1921 mgg. plėtojo idėjas apie elektronų apvalkalų ir posluoksnių konstravimo atomuose seką. Mokslininkas padarė išvadą, kad panašios elektroninės atomų konfigūracijos periodiškai kartojasi. Taigi buvo parodyta, kad cheminių elementų savybių kitimo periodiškumas paaiškinamas periodiškumo egzistavimu elektronų apvalkaluose ir atomų subapvaliuose.
Šiuo metu periodinė sistema apima 117 elementų.Iš jų visi transurano elementai (Z "= 93 - 117), taip pat elementai, kurių Z = 43 (technecis), 61 (prometis), 85 (astatis), 87 (francis) buvo gauti dirbtiniu būdu. Per visą istoriją Periodinės sistemos egzistavimo metu buvo pasiūlyta daug (> 500) jos grafinio vaizdavimo variantų, daugiausia lentelių pavidalu, taip pat įvairių geometrinių figūrų (erdvinių ir plokštuminių), analitinių kreivių ( spiralės ir kt.) ir tt Plačiausiai naudojamos trumposios, ilgosios ir laiptinės periodinių lentelių formos. Šiuo metu pirmenybė teikiama trumpajai.
pagrindinis principas periodinės sistemos konstravimas yra josskirstymas į grupes ir periodus.Mendelejevo elementų eilučių samprata šiuo metu nenaudojama, nes ji neturi fizinės reikšmės.Grupės savo ruožtu skirstomos į pagrindinius (a) ir antrinius (b) pogrupius.Kiekviename pogrupyje yra elementai – cheminiai analogai. Daugumos grupių a ir b pogrupių elementai taip pat turi tam tikrą panašumą vienas į kitą, daugiausia esant aukštesnėms oksidacijos būsenoms, kurios, kaip taisyklė, yra lygios grupės skaičiui.
Periodas yra elementų rinkinys, kuris prasideda šarminiu metalu ir baigiasi inertinėmis dujomis (ypatingas atvejis yra pirmasis laikotarpis).Kiekviename periode yra griežtai apibrėžtas elementų skaičius. Periodinė sistema susideda iš aštuonių grupių ir septynių periodų, o septintasis dar nebaigtas.
Pirmojo laikotarpio ypatumas yratuo, kad jame yratik 2 elementai: vandenilis ir helis. Vandenilio vieta sistemoje yra dviprasmiška. Kadangi jis pasižymi šarminių metalų ir halogenų savybėmis, jis priskiriamas I A arba VII A pogrupiui, o pastarasis variantas naudojamas dažniau. Helis yra pirmasis VIII A pogrupio atstovas. Ilgą laiką helis ir visos inertinės dujos buvo atskirtos į nepriklausomą nulinę grupę. Šią nuostatą reikėjo peržiūrėti po cheminių kriptono, ksenono ir radono junginių sintezės. Dėl to inertinės dujos ir buvusios VIII grupės elementai (geležis, kobaltas, nikelis ir platina) buvo sujungti į vieną grupę. Ši parinktis nėra tobula, nes helio ir neono inertiškumas nekelia abejonių.
Antrąjį periodą sudaro 8 elementai.Jis prasideda nuo šarminio metalo ličio, kurio vienintelė oksidacijos būsena yra +1. Po to seka berilis (metalas, oksidacijos laipsnis +2). Boras jau turi silpnai išreikštą metalinį pobūdį ir yra nemetalas (oksidacijos laipsnis + 3). Šalia tvoros anglis yra tipiškas nemetalas, turintis ir +4, ir -4 oksidacijos laipsnius. Azotas, deguonis, fluoras ir neonas yra nemetalai, o azotas turi aukščiausią oksidacijos laipsnį + 5, atitinkantį grupės numeris; fluorui žinoma oksidacijos būsena + 7. Inertinių dujų neonas užbaigia periodą.
Trečiajame periode (natris – argonas) taip pat yra 8 elementai. Jų savybių pasikeitimo pobūdis iš esmės panašus į pastebėtą antrojo laikotarpio elementų atveju. Tačiau yra ir sava specifika. Taigi, magnis, skirtingai nei berilis, yra metališkesnis, taip pat aliuminis, palyginti su boru. Silicis, fosforas, siera, chloras, argonas yra tipiški nemetalai. Ir visi jie, išskyrus argoną, pasižymi aukščiausia oksidacijos būsena, lygia grupės skaičiui.
Kaip matome, abiem laikotarpiais, didėjant Z, pastebimas elementų metališkumo silpnėjimas ir nemetalinių savybių stiprėjimas.D. I. Mendelejevas pavadino antrojo ir trečiojo elementusperiodai (jo žodžiais tariant, maži) būdingi.Mažų laikotarpių elementai yra vieni labiausiai paplitusių gamtoje. Anglis, azotas ir deguonis (kartu su vandeniliu) yra organogenai, t.y. pagrindiniai organinės medžiagos elementai.
Visi pirmojo – trečiojo laikotarpių elementai yra suskirstyti į A pogrupius.
Ketvirtajame periode (kalis – kriptonas) yra 18 elementų.Anot Mendelejevo, tai pirmas didelis laikotarpis. Po šarminio metalo kalio ir šarminių žemės metalų kalcio seka eilė elementų, susidedančių iš 10 vadinamųjų pereinamųjų metalų (skandis – cinkas). Visi jie priklauso b pogrupiams. Dauguma pereinamųjų metalų, išskyrus geležį, kobaltą ir nikelį, turi didesnę oksidacijos būseną, lygią grupės skaičiui. Elementai nuo galio iki kriptono priklauso A pogrupiams. Kriptonas, skirtingai nei ankstesnės inertinės dujos, gali sudaryti cheminius junginius.
Penktasis periodas (rubidis – ksenonas) savo konstrukcija panašus į ketvirtąjį. Jame taip pat yra įdėklas iš 10 pereinamųjų metalų (itrio – kadmio). Šio laikotarpio elementai turi savo ypatybes. Rutenio – rodžio – paladžio triadoje yra žinomi rutenio junginiai, kurių oksidacijos laipsnis yra +8. Visi A pogrupių elementai pasižymi aukščiausia oksidacijos būsena, lygia grupės skaičiui, išskyrus ksenoną. Matyti, kad ketvirtojo ir penktojo periodų elementų savybių kitimo ypatumai augant Z yra sudėtingesni, palyginti su antruoju ir trečiuoju periodais.
Šeštasis periodas (cezis – radonas) apima 32 elementus.Šiuo laikotarpiu, be 10 pereinamųjų metalų (lantano, hafnio – gyvsidabrio), taip pat yra 14 lantanidų – nuo cerio iki liutecio. Elementai nuo cerio iki liutecio yra chemiškai labai panašūs, todėl nuo seno jie buvo įtraukti į retųjų žemių elementų šeimą. Trumpoje periodinės sistemos formoje į lantano ląstelę įtraukta keletas lantano rūšių, o šios serijos dekodavimas pateiktas lentelės apačioje.
Kokia šeštojo laikotarpio elementų specifika? Triadoje osmis – iridis – platina, osmiui žinomas oksidacijos laipsnis +8. Astatinas turi gana ryškų metalinį pobūdį. Radonas yra bene reaktyviausias iš visų inertinių dujų. Deja, dėl to, kad jis yra labai radioaktyvus, jo chemija buvo mažai ištirta.)
Septintasis laikotarpis prasideda Prancūzija.Jame, kaip ir šeštajame, taip pat turėtų būti 32 elementai, tačiau kol kas iš jų žinoma 21. Francis ir radis atitinkamai yra I a ir I I a pogrupių elementai, aktinis priklauso III b pogrupiui. Dėl tolesnės septintojo laikotarpio statybos diskutuotina. Labiausiai paplitusi mintis yra apie aktinidų šeimą, kuri apima elementus nuo torio iki Lawrencium ir yra panaši į lantanidus. Šios elementų eilutės dekodavimas taip pat pateiktas lentelės apačioje.
Kaip keičiasi cheminių elementų savybės Mendelejevo periodinės sistemos pogrupiuose?
Pagrindinis šio pokyčio modelis yra elementų metališkumo stiprėjimas didėjant Z. Šis modelis ypač ryškus IIIa-VIIa pogrupiuose. I A-III A pogrupių metalams stebimas cheminio aktyvumo padidėjimas. IVA - VIIA pogrupių elementuose, didėjant Z, stebimas elementų cheminio aktyvumo susilpnėjimas. B pogrupių elementams cheminio aktyvumo pokytis yra sunkesnis.
Periodinės sistemos teoriją N. Bohras ir kiti mokslininkai sukūrė 1920 m.20 amžiaus ir remiasi realia atomų elektroninių konfigūracijų formavimo schema. Remiantis šia teorija, didėjant Z, elektronų apvalkalai ir subapvalkalai užpildomi periodinės sistemos perioduose esančių elementų atomuose tokia seka:
Laikotarpių skaičiai
1 2 3 4 5 6 7
1s2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p7s5f6d7p
Remiantis periodinės sistemos teorija, galima pateikti tokį laikotarpio apibrėžimą:periodas yra elementų rinkinys, prasidedantis elementu, kurio reikšmė n. lygus periodo skaičiui ir l=0 (s elementai) ir baigiasi elementu, kurio reikšmė tokia pati n ir l = 1 (p elementai). Išimtis yra pirmasis laikotarpis, kuriame yra tik 1s elementai. Elementų skaičius perioduose išplaukia iš periodinės sistemos teorijos: 2, 8, 8. 18, 18, 32 ...
B pogrupiams priskiriami tie elementai, kurių atomuose įvyksta anksčiau neužbaigtų apvalkalų užbaigimas. Štai kodėl pirmame, antrame ir trečiame laikotarpiuose nėra b pogrupių elementų.
Periodinės cheminių elementų sistemos sandara glaudžiai susijusi su cheminių elementų atomų sandara. Didėjant Z, periodiškai kartojasi panašūs išorinių elektronų apvalkalų konfigūracijos tipai. Būtent jie nustato pagrindinius elementų cheminio elgesio bruožus. Šios savybės skirtingai pasireiškia A pogrupių elementams (s- ir p-elementams), b-pogrupių elementams (pereinamiesiems d-elementams), o f-šeimų elementams - lantanidams ir aktinidams. . Ypatingą atvejį vaizduoja pirmojo laikotarpio elementai - vandenilis ir helis. Vandenilis pasižymi dideliu cheminiu aktyvumu, nes jo vienintelis b-elektronas lengvai atsiskiria. Tuo pačiu metu helio (1-oji) konfigūracija yra labai stabili, o tai sukelia visišką jo cheminį neveiklumą.
A pogrupių elementai užpildyti išoriniais elektronų apvalkalais (kurių n lygus periodo skaičiui); todėl šių elementų savybės ryškiai keičiasi didėjant Z. Taigi antrajame periode litis (konfigūracija 2s) yra aktyvus metalas, kuris lengvai praranda vienintelį valentinį elektroną; berilis (2s~) taip pat yra metalas, bet mažiau aktyvus dėl to, kad jo išoriniai elektronai yra tvirčiau surišti su branduoliu. Be to, boras (2s "p) turi silpnai išreikštą metalinį charakterį, o visi vėlesni antrojo periodo elementai, kuriuose pastatytas 2p subapvalas, jau yra nemetalai. Neono išorinio elektroninio apvalkalo aštuonių elektronų konfigūracija (2s ~ p ~) - inertinės dujos - yra labai patvarios.
Antrojo periodo elementų cheminės savybės paaiškinamos jų atomų noru įgyti artimiausių inertinių dujų elektroninę konfigūraciją (helio konfigūraciją elementams nuo ličio iki anglies arba neoninę konfigūraciją elementams nuo anglies iki fluoro). Štai kodėl, pavyzdžiui, deguonis negali turėti didesnės oksidacijos būsenos, lygios grupės skaičiui: juk jam lengviau pasiekti neoninę konfigūraciją, įgyjant papildomų elektronų. Tas pats savybių kitimo pobūdis pasireiškia trečiojo periodo elementuose ir visų vėlesnių laikotarpių s- ir p-elementuose. Tuo pačiu metu A pogrupių išorinių elektronų ir branduolio ryšio stiprumo susilpnėjimas, didėjant Z, pasireiškia atitinkamų elementų savybėmis. Taigi s elementų cheminis aktyvumas pastebimai padidėja, kai didėja Z, o p elementų – metalų savybių padidėjimas.
Pereinamųjų d elementų atomuose užbaigiami anksčiau neužbaigti apvalkalai, kurių pagrindinio kvantinio skaičiaus reikšmė ir viena mažesnė už periodo skaičių. Su kai kuriomis išimtimis pereinamųjų elementų atomų išorinių elektronų sluoksnių konfigūracija yra ns. Todėl visi d elementai yra metalai, todėl 1 elementų savybių pokyčiai didėjant Z nėra tokie staigūs, kaip matėme su s ir p elementais. Esant aukštesnėms oksidacijos būsenoms, d-elementai turi tam tikrą panašumą su atitinkamų periodinės sistemos grupių p-elementais.
Triadių (VIII b pogrupio) elementų savybių ypatumai paaiškinami tuo, kad d-skilveliai yra arti užbaigimo. Štai kodėl geležies, kobalto, nikelio ir platinos metalai, kaip taisyklė, nėra linkę duoti aukštesnės oksidacijos laipsnio junginių. Vienintelės išimtys yra rutenis ir osmis, kurie sudaro oksidus RuO4 ir OsO4. I ir II B pogrupių elementams d-subshell iš tikrųjų pasirodo baigtas. Todėl jų oksidacijos būsenos yra lygios grupės skaičiui.
Lantanidų ir aktinidų atomuose (visi jie yra metalai)yra užbaigti anksčiau nebaigti elektronų apvalkalai, kurių pagrindinio kvantinio skaičiaus reikšmė ir dviem vienetais mažesnė už periodo skaičių. Šių elementų atomuose išorinio elektroninio apvalkalo (ns2) konfigūracija išlieka nepakitusi. Tuo pačiu metu f-elektronai iš tikrųjų neturi įtakos cheminėms savybėms. Štai kodėl lantanidai yra tokie panašūs.
Dėl aktinidų padėtis yra daug sudėtingesnė.Branduolinių krūvių diapazone Z = 90 - 95 elektronai 6d ir 5/ gali dalyvauti cheminėje sąveikoje. Iš to išplaukia, kad aktinidai turi daug platesnį oksidacijos būsenų diapazoną. Pavyzdžiui, neptūnui, plutoniui ir americiui yra žinomi junginiai, kuriuose šie elementai veikia septyniavalentėje būsenoje. Tik elementams, pradedant nuo kurio (Z = 96), trivalentė būsena tampa stabili. Taigi aktinidų savybės gerokai skiriasi nuo lantanidų, todėl abiejų šeimų negalima laikyti panašiomis.
Aktinidų šeima baigiasi elementu, kurio Z = 103 (lawrencium). Įvertinus kurchatoviumo (Z = 104) ir nilsborio (Z = 105) chemines savybes, matyti, kad šie elementai turėtų būti atitinkamai hafnio ir tantalo analogai. Todėl mokslininkai mano, kad po aktinidų šeimos atomuose prasideda sistemingas 6d posluoksnio užpildymas.
Baigtinis elementų skaičius, kurį apima periodinė sistema, nežinomas. Jos viršutinės ribos problema, ko gero, yra pagrindinė periodinės sistemos mįslė. Sunkiausias gamtoje randamas elementas yra plutonis (Z = 94). Pasiekta dirbtinės branduolių sintezės riba yra elementas, kurio atominis skaičius yra 107. Lieka klausimas: ar pavyks gauti elementų su didesniu atominiu skaičiumi, kokių ir kiek? Į jį dar negalima tiksliai atsakyti.
Naudodami sudėtingiausius skaičiavimus, atliktus kompiuteriu, mokslininkai bandė nustatyti atomų struktūrą ir įvertinti svarbiausias tokių „superelementų“ savybes iki didžiulių eilės numerių (Z = 172 ir net Z = 184). Gauti rezultatai buvo gana netikėti. Pavyzdžiui, elemento atome, kurio Z = 121, daroma prielaida, kad atsiranda 8p elektronas; tai yra po to, kai atomuose, kurių Z = 119 ir 120, buvo suformuotas 8s subapvalkalas. Tačiau p-elektronų atsiradimas po s-elektronų pastebimas tik antrojo ir trečiojo periodų elementų atomuose. Skaičiavimai taip pat rodo, kad hipotetinio aštuntojo periodo elementuose elektronų apvalkalų ir atomų posluoksnių užpildymas vyksta labai sudėtinga ir savotiška seka. Todėl įvertinti atitinkamų elementų savybes yra labai sudėtinga problema. Atrodytų, aštuntame periode turėtų būti 50 elementų (Z = 119 - 168), tačiau pagal skaičiavimus jis turėtų baigtis ties elementu, kurio Z = 164, t.y. 4 serijos numeriais anksčiau. O „egzotiškas“ devintasis laikotarpis, pasirodo, turėtų susidėti iš 8 elementų. Štai jo „elektroninis“ rekordas: 9s „Зр 9р“. Kitaip tariant, jame būtų tik 8 elementai, kaip antrasis ir trečiasis periodai.
Sunku pasakyti, kiek teisingi būtų skaičiavimai, atlikti kompiuterio pagalba. Tačiau jei jie pasitvirtintų, tektų rimtai persvarstyti dėsnius, kuriais grindžiama periodinė elementų sistema ir jos struktūra.
Periodinė sistema vaidino ir vaidina didžiulį vaidmenį plėtojant įvairias gamtos mokslų sritis.Tai buvo svarbiausias atomo ir molekulinio mokslo pasiekimas, prisidėjęs prie šiuolaikinės „cheminio elemento“ sampratos atsiradimo ir paprastų medžiagų bei junginių sąvokų tobulinimo.
Periodinės sistemos atskleidžiami modeliai,turėjo didelės įtakos atomų sandaros teorijos raidai, izotopų atradimui, idėjų apie branduolio periodiškumą atsiradimui. Griežtai mokslinis chemijos prognozavimo problemos teiginys yra susijęs su periodine sistema. Tai pasireiškė nežinomų elementų egzistavimo ir savybių numatymu bei naujais jau atrastų elementų cheminio elgesio bruožais. Šiais laikais periodinė sistema yra chemijos, pirmiausia neorganinės, pagrindas, padedantis išspręsti iš anksto nustatytas savybes turinčių medžiagų cheminės sintezės problemą, kuriant naujas puslaidininkines medžiagas, parenkant specifinius katalizatorius įvairiems cheminiams procesams ir kt. Galiausiai, periodinė sistema yra chemijos mokymo pagrindas.
Mendelejevo periodinis įstatymas
Periodinis cheminių elementų dėsnis yra pagrindinis gamtos dėsnis, atspindintis periodišką cheminių elementų savybių kitimą didėjant jų atomų branduolių krūviams. Atidarytas kovo 1 d (pagal senąjį stilių vasario 17 d.) 1869 D.I. Mendelejevas. Šią dieną jis sudarė lentelę pavadinimu „Elementų sistemos patirtis, pagrįsta jų atominiu svoriu ir cheminiu panašumu“. Galutinę periodinio įstatymo formuluotę Mendelejevas pateikė 1871 m. liepos mėn.
« Elementų savybės, taigi ir jų suformuotų paprastų ir sudėtingų kūnų savybės, periodiškai priklauso nuo jų atominės masės.
Mendelejevo periodinio dėsnio formuluotė moksle egzistavo daugiau nei 40 metų. Jis buvo peržiūrėtas dėl išskirtinių fizikos laimėjimų, daugiausia dėl atomo branduolinio modelio sukūrimo. Tai paaiškėjo,atomo branduolio krūvis (Z) skaičiais lygusserijos numerisatitinkamą elementą periodinėje sistemoje, o atomų elektronų apvalkalų ir posluoksnių užpildymas, priklausomai nuo Z, vyksta taip, kad periodiškai kartojasi panašios elektroninės atomų konfigūracijos (žr. Periodinė cheminių elementų sistema). Todėl šiuolaikinė periodinio įstatymo formuluotė yra tokia:elementų, paprastų medžiagų ir jų junginių savybės yra periodiškai priklausomos 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 ir pats Mendelejevas, ir kiti mokslininkai bandė rasti matematinę lygtį periodiniam cheminių elementų dėsniui. Šiuos bandymus vainikavo sėkmė tik sukūrus atomo sandaros teoriją. Bet jie susiję tik su kiekybinės elektronų pasiskirstymo apvalkaluose ir posluoksniuose priklausomybės nuo atomų branduolių krūvių nustatymu.
Periodinis dėsnis yra universalus dėsnis visai visatai.Jis galioja 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 yra periodiškas. Netgi bandoma sukonstruoti periodinę atomų branduolių sistemą.
Dmitrijus Ivanovičius Mendelejevas (1834–1907)
Rusų mokslininkas atrado periodinį cheminių elementų dėsnį.
1955 metais amerikietisG. Seaborgo vadovaujami fizikai susintetino cheminį elementą su serijos numeriu101. Jie davė jam pavadinimąmendeleviumas- pripažįstant didžiojo rusų mokslininko nuopelnus.Daugiau nei 100 metų Mendelejevo periodinė sistema buvo raktas į naujų elementų atradimą.
Periodinis įstatymas ir periodinė sistema tapo svarbiausiu D. I. Mendelejevo indėliu į gamtos mokslų raidą. Tačiau jie – tik dalis didžiojo mokslininko kūrybinio paveldo.Pilna jo darbų kolekcija – 25 dideli tomai, tikra žinių enciklopedija.
Mendelejevas į sistemą atnešė išsklaidytą informaciją apie izomorfizmą, ir tai suvaidino svarbų vaidmenį plėtojant geochemiją. Jis atrado kritinę virimo temperatūrą, virš kurios medžiaga negali būti skystoje būsenoje, sukūrė tirpalų hidrato teoriją, todėl yra pagrįstai laikomas puikiu fizikiniu chemiku. Jis atliko gilius retintų dujų savybių tyrimus, parodydamas, kad yra puikus eksperimentinis fizikas. Mendelejevas pasiūlė neorganinės naftos kilmės teoriją, kuri vis dar turi šalininkų; sukūrė bedūmių miltelių gamybos procesą; studijavo aeronautiką, meteorologiją, tobulino matavimų techniką. Būdamas Pagrindinių svorių ir matų rūmų vadovu, daug nuveikė metrologijos raidai. Už mokslinius nuopelnus Mendelejevas buvo išrinktas daugiau nei 50 akademijų ir mokslo draugijų visame pasaulyje nariu. Savo mokslinėje veikloje mokslininkas matė, jo žodžiais tariant, savo „pirmąją tarnystę Tėvynei“.
Antroji paslauga – pedagoginė veikla. Mendelejevas buvo vadovėlio „Chemijos pagrindai“, kuris per jo gyvenimą išėjo 8 leidimus ir ne kartą buvo išverstas į užsienio kalbas, autorius. Mendelejevas dėstė daugelyje Sankt Peterburgo švietimo įstaigų. „Iš tūkstančių mano mokinių dabar visur yra daug iškilių asmenybių, ir, su jais susitikęs, visada girdėjau, kad jie pasėjo gerą sėklą, o ne tiesiog atliko pareigą“, – savo smukimo metais rašė mokslininkas.
„Trečioji tarnyba Tėvynei“ buvo įvairiapusė ir naudinga – pramonės ir žemės ūkio srityje. Čia Mendelejevas pasirodė esąs tikras patriotas, kuriam rūpėjo Rusijos raida ir ateitis. Savo dvare Boblovo jis surengė „duonos auginimo eksperimentus“. Jis išsamiai išstudijavo aliejaus gamybos būdus ir pateikė daug vertingų rekomendacijų jiems tobulinti. Jis nuolat gilinosi į neatidėliotinus pramonės poreikius, lankėsi gamyklose ir gamyklose, kasyklose ir kasyklose. Mendelejevo autoritetas buvo toks didelis, kad jis buvo nuolat kviečiamas kaip ekspertas sudėtingoms ekonominėms problemoms spręsti. Prieš pat mirtį jis išleido knygą „Į Rusijos pažinimą“, kurioje išdėstė plačią šalies gamybinių jėgų plėtros programą.
"Mokslinė sėja išaugs žmonių derliui" - toks buvo visos mokslininko veiklos šūkis.
Mendelejevas buvo vienas kultūringiausių savo laikų žmonių. Jis labai domėjosi literatūra ir menu, surinko didžiulę įvairių šalių ir tautų menininkų paveikslų reprodukcijų kolekciją. Jo bute dažnai vykdavo iškilių kultūros veikėjų susitikimai.
Testo klausimai:
Kuriais metais buvo atrastas periodinis cheminių elementų dėsnis, kaip suformulavo D. I. Mendelejevas?
Kokia yra periodiškumo dėsnio esmė? Kokios jo pagrindinės savybės?
Kas periodinėje sistemoje yra periodas, grupė, pogrupis?
Kurie pogrupiai vadinami pagrindiniais, o kurie antriniais?
Kaip kinta elementų metalinės savybės grupėje ir periode?
Kaip keičiasi elementų atomų redoksinės savybės didėjant atominiam skaičiui?
Kuriose periodinės lentelės grupėse yra elementai, sudarantys dujinius junginius su vandeniliu? Kurie iš jų yra rūgštūs?
Jei periodinėje sistemoje nubrėžiate liniją nuo boro iki astatino, tai kokių savybių elementai bus kairėje šios linijos pusėje?
Kokia yra kvantinės mechaninės atomo sandaros teorijos esmė?
Pateikite šiuolaikinę D. I. Mendelejevo periodinio dėsnio formuluotę?
Periodinėje lentelėje raskite elementą, esantį IV periode, V eilutėje ir rodantį VI valentiškumą deguonies junginyje. Koks jo vandenilio valentingumas?
Literatūra:
Gabrielyan O.S. Chemija techninio profilio profesijoms ir specialybėms: vadovėlis / O.S. Gabrielianas, I.G. Ostroumovas. - M .: Leidybos centras "Akademija", 2009. - 256 p.
Gabrielyan O.S. Chemija: studijos studentams. vid. prof. vadovėlis institucijos / O.S. Gabrielianas, I.G. Ostroumovas. - 6-asis leidimas, vyr. - M .: Leidybos centras "Akademija", 2009. - 336s.
Daugelis mokslininkų bandė susisteminti cheminius elementus. Tačiau tik 1869 m. D. I. Mendelejevui pavyko sukurti elementų klasifikaciją, kuri nustatė cheminių medžiagų ir atomo branduolio krūvio ryšį ir priklausomybę.
Istorija
Šiuolaikinė periodinio dėsnio formuluotė yra tokia: cheminių elementų savybės, taip pat elementų junginių formos ir savybės yra periodiškai priklausomi nuo elemento atomų branduolio krūvio.
Iki to laiko, kai buvo atrastas įstatymas, buvo žinomi 63 cheminiai elementai. Tačiau daugelio šių elementų atominės masės buvo nustatytos klaidingai.
D. O pats Mendelejevas 1869 metais suformulavo savo dėsnį kaip periodinę priklausomybę nuo elementų atominių svorių dydžio, nes XIX amžiuje mokslas dar neturėjo informacijos apie atomo sandarą. Tačiau puikus mokslininko įžvalgumas leido jam giliau nei visi jo amžininkai suprasti dėsningumus, lemiančius elementų ir medžiagų savybių periodiškumą. Jis atsižvelgė ne tik į atominės masės padidėjimą, bet ir į jau žinomas medžiagų ir elementų savybes ir, remdamasis periodiškumo idėja, galėjo tiksliai numatyti elementų egzistavimą ir savybes bei savybes. tuo metu mokslui nežinomos medžiagos, koreguoti daugelio elementų atomines mases, teisingai išdėstyti elementus sistemoje, paliekant tuščias erdves ir darant permutacijas.
Ryžiai. 1. D. I. Mendelejevas.
Yra mitas, kad Mendelejevas svajojo apie periodinę sistemą. Tačiau tai tik graži istorija, kuri nėra įrodyta.
Periodinės sistemos struktūra
Periodinė D. I. Mendelejevo cheminių elementų sistema yra grafinis jo paties dėsnio atspindys. Elementai yra išdėstyti lentelėje pagal tam tikrą cheminę ir fizikinę reikšmę. Pagal elemento vietą galite nustatyti jo valentiškumą, elektronų skaičių ir daugelį kitų savybių. Lentelė skirstoma horizontaliai į didelius ir mažus periodus, o vertikaliai – į grupes.
Ryžiai. 2. Periodinė lentelė.
Yra 7 laikotarpiai, kurie prasideda šarminiu metalu ir baigiasi medžiagomis, turinčiomis nemetalinių savybių. Grupės, savo ruožtu, susidedančios iš 8 stulpelių, yra suskirstytos į pagrindinius ir antrinius pogrupius.
Tolimesnė mokslo raida parodė, kad periodiškas elementų savybių pasikartojimas tam tikrais intervalais, ypač aiškiai pasireiškiantis 2 ir 3 nedideliais periodais, paaiškinamas išorinių energijos lygių, kuriuose yra valentinių elektronų, elektroninės struktūros pasikartojimas, dėl kurių reakcijose susidaro cheminiai ryšiai ir naujos medžiagos. Todėl kiekvienoje vertikalioje stulpelių grupėje yra elementai su pasikartojančiais būdingais bruožais. Tai aiškiai pasireiškia grupėse, kuriose yra labai aktyvių šarminių metalų (I grupė, pagrindinis pogrupis) ir nehalogeninių metalų (VII grupė, pagrindinis pogrupis) šeimos. Per laikotarpį iš kairės į dešinę elektronų skaičius padidėja nuo 1 iki 8, o elementų metalinės savybės mažėja. Taigi metalinės savybės pasireiškia tuo stipriau, tuo mažiau elektronų yra išoriniame lygyje.
Ryžiai. 3. Maži ir dideli laikotarpiai periodinėje lentelėje.
Tokios atomų savybės kaip jonizacijos energija, elektronų afiniteto energija ir elektronegatyvumas taip pat periodiškai kartojasi. Šie dydžiai yra susiję su atomo gebėjimu paaukoti elektroną iš išorinio lygio (jonizacija) arba išlaikyti svetimą elektroną išoriniame lygyje (elektronų afinitetas) Iš viso gautų įvertinimų: 117.
Periodinė sistema – sutvarkyta cheminių elementų visuma, jų natūrali klasifikacija, kuri yra grafinė (lentinė) cheminių elementų periodinio dėsnio išraiška. Jos struktūrą, daugeliu atžvilgių panašią į šiuolaikinę, D. I. Mendelejevas, remdamasis periodiniu įstatymu, sukūrė 1869–1871 m.
Periodinės sistemos prototipas buvo „Elementų sistemos eksperimentas, pagrįstas jų atominiu svoriu ir cheminiu panašumu“, kurį 1869 m. kovo 1 d. sudarė D. I. Mendelejevas. Dvejus su puse metų mokslininkas nuolat tobulino „Patirtis Sistema“, pristatė elementų grupių, serijų ir periodų sampratą. Dėl to periodinės sistemos struktūra daugeliu atžvilgių įgavo šiuolaikinius kontūrus.
Jo raidai svarbi buvo elemento vietos sistemoje samprata, nulemta grupės ir laikotarpio skaičių. Remdamasis šia koncepcija, Mendelejevas padarė išvadą, kad būtina keisti kai kurių elementų: urano, indio, cerio ir jo palydovų atomines mases. Tai buvo pirmasis praktinis periodinės sistemos pritaikymas. Mendelejevas taip pat pirmasis numatė kelių nežinomų elementų egzistavimą ir savybes. Mokslininkas detaliai aprašė svarbiausias ekaaliuminio (būsimo galio), ekaboro (skandio) ir ekasilicio (germanio) savybes. Be to, jis numatė mangano (būsimo technecio ir renio), telūro (polonio), jodo (astatino), cezio (francio), bario (radžio), tantalo (protaktinio) analogų egzistavimą. Mokslininko prognozės dėl šių elementų buvo bendro pobūdžio, nes šie elementai buvo mažai ištirtose periodinės sistemos srityse.
Pirmosios periodinės sistemos versijos daugeliu atžvilgių buvo tik empirinis apibendrinimas. Juk nebuvo aiški periodinio dėsnio fizikinė prasmė, nebuvo paaiškinta, kodėl periodiškai keičiasi elementų savybės priklausomai nuo atominių masių didėjimo. Dėl to daugelis problemų liko neišspręstos. Ar yra periodinės sistemos ribos? Ar įmanoma nustatyti tikslų esamų elementų skaičių? Šeštojo laikotarpio struktūra liko neaiški – koks tikslus retųjų žemių elementų kiekis? Nebuvo žinoma, ar tarp vandenilio ir ličio dar yra elementų, kokia yra pirmojo laikotarpio sandara. Todėl iki pat periodinio dėsnio fizinio pagrindimo ir periodinės sistemos teorijos sukūrimo ne kartą iškilo rimtų sunkumų. Netikėtas buvo atradimas 1894–1898 m. penkios inertinės dujos, kurioms, regis, nebuvo vietos periodinėje lentelėje. Šis sunkumas buvo pašalintas dėl idėjos įtraukti nepriklausomą nulinę grupę į periodinės sistemos struktūrą. Masinis radioelementų atradimas XIX–XX amžių sandūroje. (iki 1910 m. jų buvo apie 40) sukėlė aštrų prieštaravimą tarp būtinybės juos talpinti periodinėje sistemoje ir esamos jos struktūros. Jiems šeštajame ir septintajame laikotarpiais buvo tik 7 laisvos vietos. Ši problema buvo išspręsta nustačius pamainų taisykles ir atradus izotopus.
Viena iš pagrindinių priežasčių, kodėl neįmanoma paaiškinti periodinio dėsnio fizikinės reikšmės ir periodinės sistemos struktūros, buvo ta, kad nebuvo žinoma, kaip atomas išsidėstęs (žr. Atom). Svarbiausias periodinės sistemos raidos etapas buvo E. Rutherfordo (1911) sukurtas atominis modelis. Juo remdamasis olandų mokslininkas A. Van den Broekas (1913) pasiūlė, kad elemento eilės skaičius periodinėje sistemoje skaitiniu požiūriu lygus jo atomo branduolio krūviui (Z). Tai eksperimentiškai patvirtino anglų mokslininkas G. Moseley (1913). Periodinis dėsnis gavo fizikinį pagrindimą: elementų savybių pokyčių periodiškumas pradėtas svarstyti priklausomai nuo Z - elemento atomo branduolio krūvio, o ne nuo atominės masės (žr. Periodinį cheminių elementų dėsnį) .
Dėl to labai sustiprėjo periodinės sistemos struktūra. Nustatyta apatinė sistemos riba. Tai vandenilis, elementas, kurio minimalus Z = 1. Tapo įmanoma tiksliai įvertinti elementų skaičių tarp vandenilio ir urano. Periodinėje sistemoje buvo nustatytos „tarpos“, atitinkančios nežinomus elementus, kurių Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Tačiau liko neaiškūs klausimai dėl tikslaus retųjų žemių elementų skaičiaus ir, svarbiausia, priežastys nebuvo atskleistas periodinis elementų savybių pokytis.priklausomai nuo Z.
Remdamasis nusistovėjusia periodinės sistemos sandara ir atomų spektrų tyrimo rezultatais, danų mokslininkas N. Bohras 1918–1921 m. plėtojo idėjas apie elektronų apvalkalų ir posluoksnių konstravimo atomuose seką. Mokslininkas priėjo prie išvados, kad panašių tipų išorinių atomų apvalkalų elektroninės konfigūracijos periodiškai kartojasi. Taigi buvo parodyta, kad cheminių elementų savybių kitimo periodiškumas paaiškinamas periodiškumo egzistavimu elektronų apvalkaluose ir atomų subapvaliuose.
Periodinė sistema apima daugiau nei 100 elementų. Iš jų dirbtinai gauti visi transurano elementai (Z = 93–110), taip pat elementai, kurių Z = 43 (technecis), 61 (prometis), 85 (astatinas), 87 (francis). Per visą periodinės sistemos egzistavimo istoriją buvo pasiūlyta labai daug (> 500) jos grafinių vaizdų, daugiausia lentelių, taip pat įvairių geometrinių figūrų (erdvinių ir plokštumų) pavidalu. , analitinės kreivės (spiralės ir kt.) ir kt. Labiausiai paplitusios trumpos, pusiau ilgos, ilgos ir kopėčių formos lentelės. Šiuo metu pirmenybė teikiama trumpajai formai.
Pagrindinis periodinės sistemos kūrimo principas yra jos skirstymas į grupes ir periodus. Mendelejevo elementų eilučių samprata šiuo metu nenaudojama, nes ji neturi fizinės reikšmės. Grupės savo ruožtu yra suskirstytos į pagrindinius (a) ir antrinius (b) pogrupius. Kiekviename pogrupyje yra elementai – cheminiai analogai. Daugumos grupių a ir b pogrupių elementai taip pat turi tam tikrą panašumą tarpusavyje, daugiausia esant aukštesnėms oksidacijos būsenoms, kurios, kaip taisyklė, yra lygios grupės skaičiui. Periodas yra elementų rinkinys, kuris prasideda šarminiu metalu ir baigiasi inertinėmis dujomis (ypatingas atvejis yra pirmasis laikotarpis). Kiekviename periode yra griežtai apibrėžtas elementų skaičius. Periodinę sistemą sudaro aštuonios grupės ir septyni periodai, o septintasis laikotarpis dar nebaigtas.
Ypatingumas Pirmas laikotarpis slypi tuo, kad jame yra tik 2 laisvos formos dujiniai elementai: vandenilis ir helis. Vandenilio vieta sistemoje yra dviprasmiška. Kadangi jis pasižymi šarminiais metalais ir halogenais panašiomis savybėmis, jis įtraukiamas į 1a arba Vlla pogrupį arba abu tuo pačiu metu, viename iš pogrupių skliausteliuose pateikiant simbolį. Helis yra pirmasis VIIIa pogrupio atstovas. Ilgą laiką helis ir visos inertinės dujos buvo atskirtos į nepriklausomą nulinę grupę. Šią nuostatą reikėjo peržiūrėti po cheminių kriptono, ksenono ir radono junginių sintezės. Dėl to inertinės dujos ir buvusios VIII grupės elementai (geležis, kobaltas, nikelis ir platina) buvo sujungti į vieną grupę.
Antra laikotarpį sudaro 8 elementai. Jis prasideda nuo šarminio metalo ličio, kurio vienintelė oksidacijos būsena yra +1. Toliau ateina berilis (metalas, oksidacijos laipsnis +2). Boras jau pasižymi silpnai išreikštu metaliniu pobūdžiu ir yra nemetalas (oksidacijos laipsnis +3). Be boro, anglis yra tipiškas nemetalas, turintis +4 ir –4 oksidacijos būsenas. Azotas, deguonis, fluoras ir neonas yra nemetalai, o azoto oksidacijos būsena yra didžiausia +5, atitinkanti grupės numerį. Deguonis ir fluoras yra vieni aktyviausių nemetalų. Inertinių dujų neonas užbaigia laikotarpį.
Trečias periodo (natrio – argono) taip pat yra 8 elementai. Jų savybių pasikeitimo pobūdis iš esmės panašus į pastebėtą antrojo laikotarpio elementų atveju. Tačiau yra ir sava specifika. Taigi, magnis, skirtingai nei berilis, yra metališkesnis, taip pat aliuminis, palyginti su boru. Silicis, fosforas, siera, chloras, argonas yra tipiški nemetalai. Ir visi jie, išskyrus argoną, pasižymi aukščiausia oksidacijos būsena, lygia grupės skaičiui.
Kaip matome, abiem laikotarpiais, didėjant Z, pastebimas ryškus metalo susilpnėjimas ir nemetalinių elementų savybių stiprėjimas. D. I. Mendelejevas antrojo ir trečiojo periodo elementus (jo žodžiais tariant, mažuosius) vadino tipiniais. Mažų laikotarpių elementai yra vieni labiausiai paplitusių gamtoje. Anglis, azotas ir deguonis (kartu su vandeniliu) yra organogenai, tai yra pagrindiniai organinių medžiagų elementai.
Visi pirmojo – trečiojo laikotarpių elementai yra suskirstyti į a pogrupius.
Ketvirta periodas (kalis – kriptonas) turi 18 elementų. Anot Mendelejevo, tai pirmas didelis laikotarpis. Po šarminio metalo kalio ir šarminių žemės metalų kalcio seka eilė elementų, susidedančių iš 10 vadinamųjų pereinamųjų metalų (skandis – cinkas). Visi jie yra įtraukti į b pogrupius. Dauguma pereinamųjų metalų, išskyrus geležį, kobaltą ir nikelį, turi didesnę oksidacijos būseną, lygią grupės skaičiui. Elementai nuo galio iki kriptono priklauso a pogrupiams. Yra žinoma daugybė cheminių junginių, susijusių su kriptonu.
Penkta periodas (rubidis – ksenonas) savo konstrukcija panašus į ketvirtąjį. Jame taip pat yra įdėklas iš 10 pereinamųjų metalų (itrio – kadmio). Šio laikotarpio elementai turi savo ypatybes. Rutenio – rodžio – paladžio triadoje yra žinomi rutenio junginiai, kurių oksidacijos laipsnis yra +8. Visų a pogrupių elementų oksidacijos būsena yra didžiausia, lygi grupės skaičiui. Ketvirtojo ir penktojo periodų elementų savybių kitimo ypatumai augant Z yra sudėtingesni, palyginti su antruoju ir trečiuoju periodais.
Šešta periodas (cezis – radonas) apima 32 elementus. Šiuo laikotarpiu, be 10 pereinamųjų metalų (lantano, hafnio – gyvsidabrio), taip pat yra 14 lantanidų – nuo cerio iki liutecio. Elementai nuo cerio iki liutecio yra chemiškai labai panašūs, todėl nuo seno jie buvo įtraukti į retųjų žemių elementų šeimą. Trumpoje periodinės sistemos formoje lantanido serija įtraukta į lantano ląstelę, o šios serijos dekodavimas pateiktas lentelės apačioje (žr. Lantanidai).
Kokia šeštojo laikotarpio elementų specifika? Triadoje osmis – iridis – platina, osmiui žinomas oksidacijos laipsnis +8. Astatinas turi gana ryškų metalinį pobūdį. Radonas yra reaktyviausias iš visų inertinių dujų. Deja, dėl to, kad jis yra labai radioaktyvus, jo chemija buvo mažai ištirta (žr. Radioaktyvieji elementai).
Septintas laikotarpis prasideda nuo Prancūzijos. Jame, kaip ir šeštajame, taip pat turėtų būti 32 elementai, tačiau kol kas iš jų žinomi 24. Francis ir radis atitinkamai yra Ia ir IIa pogrupių elementai, aktinis priklauso IIIb pogrupiui. Toliau seka aktinidų šeima, kurią sudaro elementai nuo torio iki Lawrencium ir yra išdėstyti panašiai kaip lantanidai. Šios elementų eilutės dekodavimas taip pat pateiktas lentelės apačioje.
Dabar pažiūrėkime, kaip keičiasi cheminių elementų savybės pogrupius periodinė sistema. Pagrindinis šio pokyčio modelis yra elementų metališkumo stiprėjimas didėjant Z. Šis modelis ypač ryškus IIIa–VIIa pogrupiuose. Pastebimas Ia–IIIa pogrupių metalų cheminio aktyvumo padidėjimas. IVa–VIIa pogrupių elementuose, didėjant Z, stebimas elementų cheminio aktyvumo susilpnėjimas. B pogrupių elementų cheminio aktyvumo pasikeitimo pobūdis yra sudėtingesnis.
Periodinės sistemos teoriją N. Bohras ir kiti mokslininkai sukūrė 1920 m. 20 a ir remiasi realia atomų elektroninių konfigūracijų formavimo schema (žr. Atomas). Remiantis šia teorija, didėjant Z, elektronų apvalkalai ir subapvalkalai užpildomi periodinės sistemos perioduose esančių elementų atomuose tokia seka:
| Laikotarpių skaičiai | ||||||
|---|---|---|---|---|---|---|
| 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 |
| 1s | 2s2p | 3s3p | 4s3d4p | 5s4d5p | 6s4f5d6p | 7s5f6d7p |
Remiantis periodinės sistemos teorija, galima pateikti tokį periodo apibrėžimą: periodas – tai elementų rinkinys, kuris prasideda elementu, kurio reikšmė n lygi periodo skaičiui ir l = 0 (s-elementai) ir baigiasi elementu, kurio n reikšmė tokia pati, o l = 1 (p- elementai) (žr. Atom). Išimtis yra pirmasis laikotarpis, kuriame yra tik 1s elementai. Remiantis periodinės sistemos teorija, elementų skaičiai perioduose yra tokie: 2, 8, 8, 18, 18, 32 ...
Lentelėje kiekvieno tipo elementų simboliai (s-, p-, d- ir f-elementai) rodomi tam tikros spalvos fone: s-elementai - raudoname, p-elementai - oranžiniame, d-elementai. - ant mėlynos spalvos, f-elementai - ant žalios spalvos. Kiekvienoje ląstelėje yra elementų serijos numeriai ir atominės masės, taip pat išorinių elektronų apvalkalų elektroninės konfigūracijos.
Iš periodinės sistemos teorijos išplaukia, kad elementai, kurių n yra lygus periodo skaičiui ir l = 0 ir 1, priklauso a pogrupiams. . Štai kodėl pirmame, antrame ir trečiame laikotarpiuose nėra b pogrupių elementų.
Periodinės elementų sistemos sandara glaudžiai susijusi su cheminių elementų atomų sandara. Didėjant Z, periodiškai kartojasi panašūs išorinių elektronų apvalkalų konfigūracijos tipai. Būtent jie nustato pagrindinius elementų cheminio elgesio bruožus. Šios savybės skirtingai pasireiškia a pogrupių elementams (s- ir p-elementams), b-pogrupių elementams (pereinamiesiems d-elementams) ir f-šeimų elementams - lantanidams ir aktinidams. Ypatingą atvejį vaizduoja pirmojo laikotarpio elementai - vandenilis ir helis. Vandenilis yra labai reaktyvus, nes jo tik 1 s elektronas lengvai atskiriamas. Tuo pačiu metu helio (1s 2) konfigūracija yra labai stabili, todėl jis chemiškai neaktyvus.
A-pogrupių elementams yra užpildyti išoriniai atomų elektronų apvalkalai (kurio n lygus periodo skaičiui), todėl šių elementų savybės pastebimai keičiasi didėjant Z. Taigi antrajame periode litis (konfigūracija 2s) yra aktyvus metalas, kuris lengvai praranda vieną valentinį elektroną; berilis (2s 2) taip pat yra metalas, bet mažiau aktyvus dėl to, kad jo išoriniai elektronai yra tvirčiau surišti su branduoliu. Be to, boras (2s 2 p) turi silpnai išreikštą metalinį pobūdį, o visi vėlesni antrojo periodo elementai, kuriuose susidaro 2p subapvalkalas, jau yra nemetalai. Neono (2s 2 p 6) – inertinių dujų – išorinio elektroninio apvalkalo aštuonių elektronų konfigūracija yra labai stipri.
Antrojo periodo elementų cheminės savybės paaiškinamos jų atomų noru įgyti artimiausių inertinių dujų elektroninę konfigūraciją (helio konfigūraciją elementams nuo ličio iki anglies arba neoninę konfigūraciją elementams nuo anglies iki fluoro). Štai kodėl, pavyzdžiui, deguonis negali turėti didesnės oksidacijos būsenos, lygios grupės skaičiui: juk jam lengviau pasiekti neoninę konfigūraciją, įgyjant papildomų elektronų. Tas pats savybių kitimo pobūdis pasireiškia trečiojo periodo elementuose ir visų vėlesnių laikotarpių s- ir p-elementuose. Tuo pačiu metu a-pogrupių išorinių elektronų ir branduolio ryšio stiprumo susilpnėjimas, didėjant Z, pasireiškia atitinkamų elementų savybėmis. Taigi s elementų cheminis aktyvumas pastebimai padidėja, kai didėja Z, o p elementų – metalo savybės.
Pereinamųjų d elementų atomuose anksčiau neužbaigti apvalkalai užpildomi pagrindinio kvantinio skaičiaus n reikšme, vienu mažesniu už periodo skaičių. Su kai kuriomis išimtimis pereinamųjų elementų atomų išorinių elektronų apvalkalų konfigūracija yra ns 2 . Todėl visi d-elementai yra metalai, todėl d-elementų savybių pokyčiai didėjant Z nėra tokie staigūs, kaip pastebimi s- ir p-elementuose. Esant aukštesnėms oksidacijos būsenoms, d-elementai turi tam tikrą panašumą su atitinkamų periodinės sistemos grupių p-elementais.
Triadų (VIIIb-pogrupio) elementų savybių ypatybės paaiškinamos tuo, kad b-apvalkalai yra beveik baigti. Štai kodėl geležies, kobalto, nikelio ir platinos metalai, kaip taisyklė, nėra linkę duoti aukštesnės oksidacijos laipsnio junginių. Vienintelės išimtys yra rutenis ir osmis, kurie suteikia oksidams RuO 4 ir OsO 4 . Ib ir IIb pogrupių elementams d-subshell iš tikrųjų pasirodo esantis užbaigtas. Todėl jų oksidacijos būsenos yra lygios grupės skaičiui.
Lantanidų ir aktinidų (visi jie yra metalai) atomuose anksčiau neužbaigtų elektronų apvalkalų užbaigimas įvyksta, kai pagrindinio kvanto skaičiaus n vertė yra dviem vienetais mažesnė už periodo skaičių. Šių elementų atomuose išorinio elektroninio apvalkalo (ns 2) konfigūracija išlieka nepakitusi, o trečiasis išorinis N apvalkalas užpildytas 4f elektronais. Štai kodėl lantanidai yra tokie panašūs.
Dėl aktinidų padėtis yra sudėtingesnė. Elementų, kurių Z = 90–95, atomuose elektronai 6d ir 5f gali dalyvauti cheminėje sąveikoje. Todėl aktinidai turi daug daugiau oksidacijos būsenų. Pavyzdžiui, neptūniui, plutoniui ir americiui yra žinomi junginiai, kuriuose šie elementai veikia septynvalelentėje būsenoje. Trivalentės būsenos stabilūs tampa tik elementai, pradedant nuo curium (Z = 96), tačiau ir čia yra tam tikrų ypatumų. Taigi aktinidų savybės gerokai skiriasi nuo lantanidų, todėl abiejų šeimų negalima laikyti panašiomis.
Aktinidų šeima baigiasi elementu, kurio Z = 103 (lawrencium). Kurchatoviumo (Z = 104) ir nilsborio (Z = 105) cheminių savybių įvertinimas rodo, kad šie elementai turėtų būti atitinkamai hafnio ir tantalo analogai. Todėl mokslininkai mano, kad po aktinidų šeimos atomuose prasideda sistemingas 6d posluoksnio užpildymas. Elementų, kurių Z = 106–110, cheminė prigimtis nebuvo eksperimentiškai įvertinta.
Baigtinis elementų skaičius, kurį apima periodinė sistema, nežinomas. Jos viršutinės ribos problema, ko gero, yra pagrindinė periodinės sistemos mįslė. Sunkiausias gamtoje randamas elementas yra plutonis (Z = 94). Pasiekta dirbtinės branduolių sintezės riba yra elementas, kurio atominis skaičius 110. Lieka klausimas: ar pavyks gauti elementų su didesniu atominiu skaičiumi, kurių ir kiek? Į jį dar negalima tiksliai atsakyti.
Naudodami sudėtingiausius skaičiavimus, atliekamus elektroniniais kompiuteriais, mokslininkai bandė nustatyti atomų struktūrą ir įvertinti svarbiausias „superelementų“ savybes iki didžiulių eilės numerių (Z = 172 ir net Z = 184). Gauti rezultatai buvo gana netikėti. Pavyzdžiui, elemento atome, kurio Z = 121, tikimasi 8p elektrono atsiradimo; tai yra po to, kai atomuose, kurių Z = 119 ir 120, buvo suformuotas 8s subapvalkalas. Tačiau p-elektronų atsiradimas po s-elektronų pastebimas tik antrojo ir trečiojo periodų elementų atomuose. Skaičiavimai taip pat rodo, kad hipotetinio aštuntojo periodo elementuose elektronų apvalkalų ir atomų subapvalkalų užpildymas vyksta labai sudėtinga ir savotiška seka. Todėl įvertinti atitinkamų elementų savybes yra labai sudėtinga problema. Atrodytų, aštuntajame periode turėtų būti 50 elementų (Z = 119–168), tačiau, remiantis skaičiavimais, jis turėtų baigtis elementu, kurio Z = 164, t. y. 4 eilės numeriais anksčiau. O „egzotiškas“ devintasis laikotarpis, pasirodo, turėtų susidėti iš 8 elementų. Štai jo „elektroninis“ rekordas: 9s 2 8p 4 9p 2. Kitaip tariant, jame būtų tik 8 elementai, kaip antrasis ir trečiasis periodai.
Sunku pasakyti, kiek teisingi būtų skaičiavimai, atlikti kompiuterio pagalba. Tačiau jei jie pasitvirtintų, reikėtų rimtai peržiūrėti modelius, kuriais grindžiama periodinė elementų sistema ir jos struktūra.
Periodinė sistema vaidino ir vaidina didžiulį vaidmenį plėtojant įvairias gamtos mokslų sritis. Tai buvo svarbiausias atomo ir molekulinio mokslo pasiekimas, prisidėjęs prie šiuolaikinės „cheminio elemento“ sampratos atsiradimo ir paprastų medžiagų bei junginių sąvokų tobulinimo.
Periodinės sistemos atskleisti dėsniai turėjo didelės įtakos atomų sandaros teorijos raidai, izotopų atradimui, idėjų apie branduolinį periodiškumą atsiradimui. Griežtai mokslinis chemijos prognozavimo problemos teiginys yra susijęs su periodine sistema. Tai pasireiškė nežinomų elementų egzistavimo ir savybių numatymu bei naujais jau atrastų elementų cheminio elgesio bruožais. Dabar periodinė sistema yra chemijos, pirmiausia neorganinės, pagrindas, reikšmingai padedantis išspręsti iš anksto nustatytas savybes turinčių medžiagų cheminės sintezės, naujų puslaidininkinių medžiagų kūrimo, specifinių katalizatorių parinkimo įvairiems cheminiams procesams problemą ir kt. chemijos mokymo pagrindas yra periodinė sistema.
Periodinė cheminių elementų sistema (Mendelejevo lentelė)- cheminių elementų klasifikavimas, nustatantis įvairių elementų savybių priklausomybę nuo atomo branduolio krūvio. Sistema yra grafinė periodinio dėsnio, kurį 1869 m. nustatė rusų chemikas D. I. Mendelejevas, išraiška. Pirminę jo versiją 1869–1871 metais sukūrė D. I. Mendelejevas ir nustatė elementų savybių priklausomybę nuo jų atominės masės (šiuolaikiškai kalbant – nuo atominės masės). Iš viso pasiūlyta keli šimtai periodinės sistemos vaizdavimo variantų (analitinės kreivės, lentelės, geometrinės figūros ir kt.). Šiuolaikinėje sistemos versijoje elementus numatoma sumažinti į dvimatę lentelę, kurioje kiekvienas stulpelis (grupė) nustato pagrindines fizines ir chemines savybes, o eilutės vaizduoja tam tikru mastu panašius vienas į kitą laikotarpius. .
Periodinė D.I. Mendelejevo cheminių elementų sistema
|
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Rusijos chemiko Mendelejevo atradimas suvaidino (neabejotinai) svarbiausią vaidmenį mokslo raidoje, būtent plėtojant atominį ir molekulinį mokslą. Šis atradimas leido gauti pačias suprantamiausias ir lengviausia išmokti idėjas apie paprastus ir sudėtingus cheminius junginius. Tik lentelės dėka turime tokias sąvokas apie elementus, kuriuos naudojame šiuolaikiniame pasaulyje. Dvidešimtajame amžiuje pasireiškė lentelės kūrėjo parodytas periodinės sistemos nuspėjamasis vaidmuo vertinant transurano elementų chemines savybes.
19 amžiuje sukurta Mendelejevo periodinė lentelė chemijos mokslo labui pateikė paruoštą atomų tipų sisteminimą FIZIKOS raidai XX amžiuje (atomo ir atomo branduolio fizika). . XX amžiaus pradžioje fizikai, atlikę tyrimus, nustatė, kad serijos numeris (dar žinomas kaip atominis) taip pat yra šio elemento atominio branduolio elektrinio krūvio matas. O periodo skaičius (ty horizontali eilutė) lemia atomo elektronų apvalkalų skaičių. Taip pat paaiškėjo, kad lentelės vertikalios eilutės skaičius lemia elemento išorinio apvalkalo kvantinę struktūrą (taigi, tos pačios eilutės elementai yra dėl cheminių savybių panašumo).
Rusijos mokslininko atradimas pažymėjo naują erą pasaulio mokslo istorijoje, šis atradimas leido padaryti ne tik didžiulį šuolį chemijoje, bet ir buvo neįkainojamas daugeliui kitų mokslo sričių. Periodinė lentelė suteikė nuoseklią informacijos apie elementus sistemą, ja remiantis buvo galima daryti mokslines išvadas ir net numatyti kai kuriuos atradimus.
Periodinė lentelė Viena iš Mendelejevo periodinės lentelės ypatybių yra ta, kad grupė (lentelės stulpelis) turi reikšmingesnes periodinės tendencijos išraiškas nei periodai ar blokai. Šiais laikais kvantinės mechanikos ir atominės struktūros teorija elementų grupiškumą aiškina tuo, kad jie turi tokias pačias elektronines valentinių apvalkalų konfigūracijas, todėl toje pačioje stulpelyje esantys elementai turi labai panašias (identiškas) savybes. elektroninė konfigūracija su panašiomis cheminėmis savybėmis. Taip pat yra aiški tendencija, kad didėjant atominei masei stabiliai keičiasi savybės. Pažymėtina, kad kai kuriose periodinės lentelės srityse (pavyzdžiui, D ir F blokuose) horizontalūs panašumai yra labiau pastebimi nei vertikalieji.
Periodinėje lentelėje yra grupės, kurioms pagal tarptautinę grupių pavadinimų sistemą priskiriami serijiniai numeriai nuo 1 iki 18 (iš kairės į dešinę). Senais laikais grupėms identifikuoti buvo naudojami romėniški skaitmenys. Amerikoje buvo įprasta rašyti po romėniško skaičiaus raidę „A“, kai grupė yra S ir P blokuose, arba raides „B“ – grupėms, esančioms D bloke. Tuo metu naudojami identifikatoriai: toks pat kaip ir paskutinis šiuolaikinių rodyklių skaičius mūsų laikais (pavyzdžiui, pavadinimas IVB, mūsų laikais atitinka 4-osios grupės elementus, o IVA yra 14-oji elementų grupė). To meto Europos šalyse buvo naudojama panaši sistema, tačiau čia „A“ raidė reiškė grupes iki 10, o raidė „B“ – po 10 imtinai. Tačiau 8, 9, 10 grupės turėjo VIII identifikatorių kaip vieną trigubą grupę. Šie grupių pavadinimai nustojo egzistuoti po to, kai 1988 m. įsigaliojo nauja IUPAC žymėjimo sistema, kuri vis dar naudojama ir šiandien.
Daugelis grupių gavo nesisteminius tradicinio pobūdžio pavadinimus (pavyzdžiui, „šarminiai žemės metalai“, „halogenai“ ir kiti panašūs pavadinimai). Grupės nuo 3 iki 14 tokių pavadinimų negavo, dėl to, kad jos yra mažiau panašios viena į kitą ir mažiau atitinka vertikalius raštus, jos dažniausiai vadinamos arba skaičiumi, arba pirmojo grupės elemento (titano) pavadinimu. , kobaltas ir kt.).
Tai pačiai periodinės lentelės grupei priklausantys cheminiai elementai rodo tam tikras elektronegatyvumo, atomo spindulio ir jonizacijos energijos tendencijas. Vienoje grupėje iš viršaus į apačią atomo spindulys didėja, nes užpildomi energijos lygiai, iš branduolio pašalinami elemento valentiniai elektronai, tuo tarpu jonizacijos energija mažėja ir ryšiai atome susilpnėja, o tai supaprastina. elektronų pašalinimas. Elektronegatyvumas taip pat mažėja, tai yra to, kad didėja atstumas tarp branduolio ir valentinių elektronų. Tačiau yra ir šių modelių išimčių, pavyzdžiui, 11 grupėje elektronegatyvumas didėja, o ne mažėja, iš viršaus į apačią. Periodinėje lentelėje yra eilutė, vadinama „Periodas“.
Tarp grupių yra tokių, kuriose horizontaliosios kryptys yra reikšmingesnės (skirtingai nuo kitų, kuriose svarbesnės vertikalios kryptys), tokios grupės apima F bloką, kuriame lantanidai ir aktinidai sudaro dvi svarbias horizontalias sekas.
Elementai rodo tam tikrus modelius atominio spindulio, elektronegatyvumo, jonizacijos energijos ir elektronų afiniteto energijos atžvilgiu. Dėl to, kad kiekvienam kitam elementui didėja įkrautų dalelių skaičius, o elektronai pritraukiami į branduolį, atomo spindulys mažėja kryptimi iš kairės į dešinę, kartu didėja jonizacijos energija, didėjant jungtis atome, padidėja elektrono pašalinimo sunkumai. Metalams, esantiems kairėje lentelės pusėje, būdingas mažesnis elektronų afiniteto energijos indikatorius, atitinkamai dešinėje - elektronų afiniteto energijos indikatorius, nemetalams šis rodiklis yra didesnis (neskaičiuojant tauriųjų dujų).
Skirtingos Mendelejevo periodinės lentelės sritys, priklausomai nuo to, kuriame atomo apvalkale yra paskutinis elektronas, ir atsižvelgiant į elektronų apvalkalo reikšmę, įprasta jį apibūdinti kaip blokus.
S-blokas apima pirmąsias dvi elementų grupes (šarminius ir šarminius žemės metalus, vandenilį ir helis).
P-blokas apima paskutines šešias grupes, nuo 13 iki 18 (pagal IUPAC, arba pagal Amerikoje priimtą sistemą – nuo IIIA iki VIIIA), šis blokas taip pat apima visus metaloidus.
Blokas – D, grupės nuo 3 iki 12 (IUPAC arba amerikietiškai nuo IIIB iki IIB), šis blokas apima visus pereinamuosius metalus.
Blokas – F, paprastai išimamas iš periodinės lentelės ir apima lantanidus ir aktinidus.
Periodinė elementų lentelė D. I. Mendelejevas, natūralus, kuris yra lentelinė (ar kita grafinė) išraiška. Periodinę elementų sistemą sukūrė D. I. Mendelejevas 1869-1871 m.
Periodinės elementų sistemos istorija. Susisteminti bandė įvairūs mokslininkai Anglijoje, JAV nuo XIX amžiaus 30-ųjų. Mendelejevas - I. Döbereiner, J. Dumas, prancūzų chemikas A. Shancourtua, inž. chemikai W. Odlingas, J. Newlandsas ir kiti nustatė cheminėmis savybėmis panašių elementų grupių, vadinamųjų „natūralių grupių“ egzistavimą (pavyzdžiui, Döbereinerio „triada“). Tačiau šie mokslininkai nenuėjo toliau, tik nustatė tam tikrus modelius grupėse. 1864 m. L. Meyeris, remdamasis duomenimis apie, pasiūlė lentelę, kurioje būtų parodytas kelių būdingų elementų grupių santykis. Meyeris nepateikė teorinių ataskaitų iš savo stalo.
Mokslinės periodinės elementų sistemos prototipas buvo lentelė „Elementų sistemos, pagrįstos jų ir cheminiu panašumu, patirtis“, kurią Mendelejevas sudarė 1869 m. kovo 1 d. ryžių. vienas). Per ateinančius dvejus metus autorius patobulino šią lentelę, pristatė idėjas apie elementų grupes, serijas ir periodus; bandė įvertinti mažų ir didelių laikotarpių, jo nuomone, turinčių atitinkamai 7 ir 17 elementų, pajėgumą. 1870 metais jis savo sistemą pavadino natūraliąja, o 1871 metais – periodine. Jau tada periodinės elementų sistemos struktūra daugeliu atžvilgių įgavo šiuolaikinius kontūrus ( ryžių. 2).
Periodinė elementų sistema ne iš karto susilaukė pripažinimo kaip fundamentalus mokslinis apibendrinimas; padėtis iš esmės pasikeitė tik atradus Ga, Sc, Ge ir nustačius Be dvivalentę (ji ilgą laiką buvo laikoma trivalenčia). Nepaisant to, periodinė elementų sistema iš esmės buvo empirinis faktų apibendrinimas, nes fizinė periodinio dėsnio prasmė buvo neaiški ir nebuvo paaiškinta, kodėl periodiškai keičiasi elementų savybės, priklausomai nuo padidėjimo. Todėl iki periodinio dėsnio fizinio pagrindimo ir periodinės elementų sistemos teorijos sukūrimo daugelio faktų nepavyko paaiškinti. Taigi netikėtas buvo atradimas XIX amžiaus pabaigoje. , kuriai tarsi nebeliko vietos periodinėje elementų lentelėje; šis sunkumas buvo pašalintas dėl nepriklausomos nulinės grupės (vėliau VIIIa pogrupio) elementų įtraukimo į periodinę sistemą. Daugelio „radijo elementų“ atradimas XX amžiaus pradžioje. lėmė prieštaravimą tarp jų išdėstymo periodinėje elementų sistemoje poreikio ir jos struktūros (daugiau nei 30 tokių elementų buvo 7 „laisvos“ vietos šeštajame ir septintajame perioduose). Šis prieštaravimas buvo įveiktas dėl atradimo. Galiausiai reikšmė () kaip parametras, lemiantis elementų savybes, palaipsniui prarado prasmę.
Viena iš pagrindinių priežasčių, kodėl neįmanoma paaiškinti periodinio dėsnio ir periodinės elementų sistemos fizikinės reikšmės, buvo struktūros teorijos nebuvimas (žr. Atomo fizika). Todėl svarbiausias periodinės elementų sistemos raidos etapas buvo E. Rutherfordo (1911) pasiūlytas planetinis modelis. Ja remdamasis olandų mokslininkas A. van den Broekas (1913) pasiūlė, kad elementas periodinėje elementų sistemoje (Z) skaitiniu požiūriu lygus branduolio krūviui (elementarinio krūvio vienetais). Tai eksperimentiškai patvirtino G. Moseley (1913-14, žr. Moseley dėsnį). Taigi buvo galima nustatyti, kad elementų savybių keitimo dažnis priklauso nuo , o ne nuo . Dėl to moksliniu pagrindu buvo nustatyta apatinė periodinės elementų sistemos riba (kaip elementas, kurio minimalus Z = 1); elementų skaičius tarp ir yra tiksliai įvertintas; buvo nustatyta, kad periodinės elementų sistemos „tarpai“ atitinka nežinomus elementus, kurių Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87.
Tačiau tikslaus skaičiaus klausimas liko neaiškus, o (o tai ypač svarbu) nebuvo atskleistos periodinio elementų savybių kitimo, priklausančio nuo Z, priežastys. Šios priežastys buvo nustatytos toliau plėtojant teoriją. periodinė elementų sistema, pagrįsta kvantinėmis idėjomis apie struktūrą (žr. Toliau). Fizinis periodinio dėsnio pagrindimas ir izotonijos reiškinio atradimas leido moksliškai apibrėžti "" ("") sąvoką. Pridedama periodinė lentelė (žr. nesveikas.) pateikiamos šiuolaikinės elementų vertės anglies skalėje pagal 1973 m. Tarptautinę lentelę. Ilgaamžiškiausi pateikiami laužtiniuose skliaustuose. Vietoj stabiliausių 99 Tc, 226 Ra, 231 Pa ir 237 Np, jie nurodyti, patvirtinti (1969 m.) Tarptautinės komisijos.
Periodinės elementų lentelės struktūra. Šiuolaikinė (1975 m.) periodinė elementų lentelė apima 106; iš jų visas transuranas (Z = 93-106), taip pat elementai, kurių Z = 43 (Tc), 61 (Pm), 85 (At) ir 87 (Fr), buvo gauti dirbtiniu būdu. Per visą periodinės elementų sistemos istoriją buvo pasiūlyta daug (keli šimtai) jos grafinio vaizdavimo variantų, daugiausia lentelių pavidalu; vaizdai taip pat žinomi įvairių geometrinių figūrų (erdvinių ir plokštuminių), analitinių kreivių (pvz., ) ir kt. Plačiausiai naudojamos trys periodinės elementų sistemos formos: trumpoji, kurią pasiūlė Mendelejevas ( ryžių. 2) ir sulaukė visuotinio pripažinimo (šiuolaikine forma jis suteikiamas nesveikas.); ilgai ( ryžių. 3); laiptinė ( ryžių. keturi). Ilgąją formą taip pat sukūrė Mendelejevas, o patobulintą ją 1905 metais pasiūlė A. Verneris. Kopėčių formą pasiūlė anglų mokslininkas T. Bailey (1882) ir danų mokslininkas J. Thomsenas (1895), o patobulino N. (1921). Kiekviena iš trijų formų turi privalumų ir trūkumų. Pagrindinis periodinės elementų sistemos kūrimo principas yra visų suskirstymas į grupes ir periodus. Kiekviena grupė savo ruožtu skirstoma į pagrindinį (a) ir antrinį (b) pogrupius. Kiekviename pogrupyje yra elementų, turinčių panašias chemines savybes. Kiekvienos grupės a ir b pogrupių elementai, kaip taisyklė, turi tam tikrą cheminį panašumą tarpusavyje, daugiausia aukštesniuose, kurie, kaip taisyklė, atitinka grupės numerį. Taškas yra elementų rinkinys, kuris prasideda ir baigiasi (ypatingas atvejis yra pirmasis laikotarpis); Kiekviename periode yra griežtai apibrėžtas elementų skaičius. Periodinė elementų lentelė susideda iš 8 grupių ir 7 periodų (septintasis dar nebaigtas).
Pirmojo periodo specifika yra ta, kad jame yra tik 2 elementai: H ir He. H vieta sistemoje yra dviprasmiška: kadangi jis pasižymi bendromis savybėmis ir su ja, jis yra arba Ia-, arba (geriau) VIIa pogrupyje. - pirmasis VIIa pogrupio atstovas (tačiau ilgą laiką Jis ir visi buvo sujungti į nepriklausomą nulinę grupę).
Antrajame periode (Li - Ne) yra 8 elementai. Jis prasideda Li, iš kurių vienintelis yra I. Tada ateina Be - , II. Kito elemento B metališkumas yra silpnai išreikštas (III). Po jo einantis C yra tipiškas, jis gali būti tiek teigiamas, tiek neigiamas keturvalentinis. Vėlesni N, O, F ir Ne - , o tik N didžiausias V atitinka grupės numerį; tik retais atvejais rodo teigiamą, o VI yra žinomas dėl F. Baigiasi laikotarpis Ne.
Trečiame periode (Na - Ar) taip pat yra 8 elementai, kurių savybių kitimo pobūdis iš esmės panašus į stebimą antrajame periode. Tačiau Mg, skirtingai nei Be, yra metališkesnis, kaip ir Al, palyginti su B, nors Al yra būdingas. Si, P, S, Cl, Ar yra tipiški, tačiau visi jie (išskyrus Ar) rodo didesnes reikšmes, lygias grupės skaičiui. Taigi abiem laikotarpiais, didėjant Z, pastebimas elementų metališkumo silpnėjimas ir nemetalinės prigimties stiprėjimas. Mendelejevas antrojo ir trečiojo periodo elementus (mažus, jo terminologija) vadino tipiniais. Svarbu tai, kad jie yra vieni labiausiai paplitusių gamtoje, o C, N ir O kartu su H yra pagrindiniai organinių medžiagų (organogenų) elementai. Visi pirmųjų trijų laikotarpių elementai yra įtraukti į a pogrupius.
Remiantis šiuolaikine terminologija (žr. toliau), šių laikotarpių elementai reiškia s elementus (šarminę ir šarminę žemę), kurie sudaro Ia ir IIa pogrupius (spalvų lentelėje paryškinti raudonai), ir p elementus ( B – Ne, At – Ar), įtraukti į IIIa – VIIIa pogrupius (jų simboliai paryškinti oranžine spalva). Mažų laikotarpių elementams, didėjant, pirmiausia pastebimas mažėjimas, o vėliau, kai skaičius išoriniame apvalkale jau žymiai padidėja, jų abipusis atstūmimas padidina . Kitas maksimumas pasiekiamas kito periodo pradžioje ant šarminio elemento. Maždaug toks pat modelis būdingas.
Ketvirtajame periode (K - Kr) yra 18 elementų (pirmasis didelis laikotarpis, anot Mendelejevo). Po K ir šarminių žemių Ca (s-elementų) seka dešimties vadinamųjų (Sc - Zn) arba d elementų (simboliai pateikti mėlyna spalva), kurie yra įtraukti į 6 atitinkamų grupių pogrupius. periodinė elementų lentelė. Dauguma (visų) rodo didesnius, lygius grupės numeriui. Išimtis yra triada Fe – Co – Ni, kur paskutiniai du elementai yra maksimaliai teigiamai trivalenčiai, o tam tikromis sąlygomis žinoma VI. Elementai, prasidedantys nuo Ga ir besibaigiantys Kr (p-elementai), priklauso a pogrupiams, o jų savybių kitimo pobūdis yra toks pat kaip ir atitinkamuose intervaluose Z antrojo ir trečiojo periodų elementams. Nustatyta, kad Kr sugeba formuotis (daugiausia su F), tačiau jam nežinoma VIII.
Penktasis periodas (Rb - Xe) konstruojamas panašiai kaip ir ketvirtasis; jame taip pat yra 10 (Y - Cd) d elementų įdėklas. Specifiniai laikotarpio bruožai: 1) triadoje Ru - Rh - Pd rodo tik VIII; 2) visi a pogrupių elementai turi didesnes reikšmes, lygias grupės numeriui, įskaitant Xe; 3) Turiu silpnas metalines savybes. Taigi, savybių kitimo pobūdis didėjant Z ketvirtojo ir penktojo periodų elementams yra sudėtingesnis, nes metalinės savybės išsaugomos dideliu intervalu.
Šeštasis periodas (Cs - Rn) apima 32 elementus. Be 10 d elementų (La, Hf - Hg), jame yra 14 f elementų rinkinys, nuo Ce iki Lu (juodieji simboliai). Elementai La ir Lu yra chemiškai labai panašūs. Trumpojoje periodinės lentelės formoje elementai yra įtraukti į La (nuo jų vyraujančio III) ir rašomi atskiroje eilutėje lentelės apačioje. Ši technika yra šiek tiek nepatogu, nes 14 elementų yra tarsi už lentelės ribų. Periodinės elementų lentelės ilgosios ir kopėčios formos tokio trūkumo neturi, gerai atspindinčios specifiką integralios periodinės elementų lentelės struktūros fone. Laikotarpio bruožai: 1) triadoje Os - Ir - Pt pasireiškia tik VIII; 2) At turi ryškesnį (palyginti su 1) metalinį pobūdį; 3) Rn, matyt (jis mažai ištirtas), turėtų būti reaktyviausias iš .
Septintame periode, prasidedančiame nuo Fr (Z = 87), taip pat turėtų būti 32 elementai, iš kurių iki šiol žinomi 20 (prieš elementą, kurio Z = 106). Fr ir Ra yra atitinkamai Ia ir IIa pogrupių (s elementų) elementai, Ac yra IIIb pogrupio elementų analogas (d elementas). Kiti 14 elementų, f elementai (su Z nuo 90 iki 103), sudaro . Trumpoje periodinės elementų sistemos formoje jie užima Ac ir rašomi atskiroje eilutėje lentelės apačioje, kaip , priešingai nei jiems būdinga didelė įvairovė. Ryšium su tuo, cheminiu požiūriu, serija ir atskleidžia pastebimus skirtumus. Elementų, kurių Z = 104 ir Z = 105, cheminės prigimties tyrimas parodė, kad šie elementai yra atitinkamai d elementų analogai ir turėtų būti įtraukti į IVb ir Vb pogrupius. Vėlesni elementai iki Z = 112 taip pat turėtų būti b-pogrupių nariai, o tada (Z = 113-118) atsiras p-elementai (IIIa - VIlla-pogrupiai).
Periodinės elementų sistemos teorija. Periodinės elementų sistemos teorija remiasi konkrečių dėsnių, reglamentuojančių elektronų apvalkalų (sluoksnių, lygių) ir posluoksnių (apvalkalų, polygių) konstravimą, kai Z didėja (žr. Atominės fizikos) idėja. Ši idėja buvo išplėtota 1913-21 m., atsižvelgiant į savybių kitimo pobūdį periodinėje elementų sistemoje ir jų tyrimo rezultatus. atskleidė tris reikšmingus elektroninių konfigūracijų formavimo ypatumus: 1) elektronų apvalkalų (išskyrus apvalkalus, atitinkančius pagrindinio kvantinio skaičiaus n = 1 ir 2 reikšmes) užpildymas nevyksta monotoniškai iki visiško jų pajėgumo, bet yra nutrauktas rinkinių, susijusių su apvalkalais, kurių n reikšmės yra didelės, atsiradimas; 2) periodiškai kartojasi panašaus tipo elektroninės konfigūracijos; 3) periodinės elementų sistemos periodų ribos (išskyrus pirmąjį ir antrąjį) nesutampa su vienas po kito einančių elektronų apvalkalų ribomis.
Atominėje fizikoje priimtame žymėjime tikrąją elektroninių konfigūracijų formavimosi schemą augant Z bendra forma galima parašyti taip:
Vertikalios linijos atskiria periodinės elementų sistemos periodus (jų skaičius nurodomas skaičiais viršuje); subapvalai yra paryškinti pusjuodžiu šriftu, kurie užbaigia apvalkalų konstrukciją su nurodytu n. Pagal subkorpusų žymėjimus pateikiamos pagrindinių (n) ir orbitinių (l) kvantinių skaičių reikšmės, kurios apibūdina paeiliui užpildytus subkorpusus. Pagal kiekvieno elektrono apvalkalo talpą yra 2n 2, o kiekvieno posluoksnio talpa yra 2(2l + 1). Iš aukščiau pateiktos schemos nesunkiai nustatomi vienas po kito einančių periodų pajėgumai: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32... Kiekvienas periodas prasideda elementu, kuriame jis atsiranda su nauja n reikšme. Taigi periodus galima apibūdinti kaip elementų rinkinius, prasidedančius elementu, kurio reikšmė n lygi periodo skaičiui ir l = 0 (ns 1 -elementai), ir baigiant elementu, kurio n yra toks pat ir l = 1 (np 6 -elementai); išimtis yra pirmasis laikotarpis, kuriame yra tik ls elementai. Šiuo atveju a pogrupius sudaro elementai, kurių n yra lygus periodo skaičiui, o l \u003d 0 arba 1, tai yra, elektronų apvalkalas yra pastatytas su nurodytu n. Į b pogrupius įeina elementai, kuriuose užpildomi neužbaigti apvalkalai (šiuo atveju n yra mažesnis už laikotarpio skaičių, o l = 2 arba 3). Pirmajame – trečiajame periodinės elementų sistemos perioduose yra tik a pogrupių elementai.
Pateikta reali elektroninių konfigūracijų formavimo schema nėra tobula, nes kai kuriais atvejais pažeidžiamos aiškios ribos tarp paeiliui užpildytų poapvalių (pavyzdžiui, užpildžius Cs ir Ba 6s subkorpusus, atsiranda ne 4f elektronas, o 5d elektronas , Gd yra 5d elektronas ir tt). Be to, pradinė grandinė negalėjo būti išvedama iš jokių pagrindinių fizinių sąvokų; tokią išvadą leido padaryti jos pritaikymas struktūros problemai.
Išorinių elektronų apvalkalų konfigūracijų tipai (įjungta nesveikas. nurodytos konfigūracijos) nustato pagrindinius elementų cheminio elgesio požymius. Šios savybės būdingos a pogrupių (s ir p elementų), b pogrupių (d elementų) ir f šeimų ( ir ) elementams. Ypatingas atvejis yra pirmojo periodo elementai (H ir He). Didelis cheminis atominis skaičius paaiškinamas tuo, kad lengva atskirti vieną ls-elektroną, o (1s 2) konfigūracija yra labai stipri, todėl ji yra chemiškai inertiška.
Kadangi a-pogrupių elementai užpildo išorinius elektronų apvalkalus (kai n lygus periodo skaičiui), elementų savybės pastebimai keičiasi didėjant Z. Taigi antrajame periode Li (konfigūracija 2s 1) yra chemiškai aktyvus, lengvai. praranda valentiškumą, a Be (2s 2) - taip pat, bet mažiau aktyvus. Kito elemento B (2s 2 p) metalinis pobūdis yra silpnai išreikštas, o visi tolesni antrojo periodo elementai, kuriuose yra pastatytas 2p subapvalkalas, yra siauresni. Išorinio elektronų apvalkalo Ne (2s 2 p 6) aštuonių elektronų konfigūracija itin stipri, todėl - . Panašus savybių kitimo pobūdis pastebimas trečiojo periodo elementuose ir visų vėlesnių laikotarpių s ir p elementuose, tačiau išorinio ir šerdies ryšio silpnėjimas a pogrupiuose kaip Z padidėjimas tam tikru būdu veikia jų savybes. Taigi s-elementuose pastebimai padidėja cheminės savybės, o p-elementuose - metalinės savybės. VIIIa pogrupyje susilpnėja ns 2 np 6 konfigūracijos stabilumas, dėl ko jau Kr (ketvirtas periodas) įgyja galimybę įeiti. 4-6 periodų p elementų specifiškumas taip pat susijęs su tuo, kad jie yra atskirti nuo s elementų elementų rinkiniais, kuriuose yra pastatyti ankstesni elektronų apvalkalai.
B pogrupių pereinamųjų d elementų neužbaigti apvalkalai užpildomi n vienu mažesniu už periodo skaičių. Jų išorinių apvalkalų konfigūracija, kaip taisyklė, yra ns 2 . Todėl visi d elementai yra . Panaši d elementų išorinio apvalkalo struktūra kiekviename periode lemia tai, kad d elementų savybių pokytis didėjant Z nėra staigus ir aiškus skirtumas randamas tik aukštesniuose, kuriuose d elementai rodo tam tikrą panašumą su atitinkamų periodinių elementų sistemų grupių p-elementais. VIIIb pogrupio elementų specifiškumas paaiškinamas tuo, kad jų d-apvalkalai yra beveik baigti, todėl šie elementai (išskyrus Ru ir Os) nėra linkę rodyti aukštesnius . Ib pogrupio elementų (Cu, Ag, Au) d-posluoksnis iš tikrųjų pasirodo baigtas, bet dar nepakankamai stabilizuotas; šie elementai taip pat rodo aukštesnius (iki III Au atveju).
Periodinės elementų sistemos reikšmė. Periodinė elementų sistema vaidino ir vaidina didžiulį vaidmenį gamtos mokslų raidoje. Tai buvo svarbiausias atominės ir molekulinės teorijos pasiekimas, leido pateikti šiuolaikišką „“ sąvokos apibrėžimą ir paaiškinti sąvokas bei junginius. Periodinės elementų sistemos atskleidžiami dėsningumai turėjo didelės įtakos struktūros teorijos raidai, prisidėjo prie izotonijos reiškinio paaiškinimo. Griežtai mokslinė prognozavimo problemos formuluotė siejama su periodine elementų sistema, kuri pasireiškė tiek numatant nežinomų elementų egzistavimą ir jų savybes, tiek numatant naujus jau atrastų elementų cheminės elgsenos ypatumus. Periodinė elementų sistema – pamatas, pirmiausia neorganinis; tai labai padeda sprendžiant iš anksto nustatytų savybių sintezės problemas, kuriant naujas medžiagas, ypač puslaidininkines, parenkant įvairiems cheminiams procesams būdingas medžiagas ir pan. Periodinė elementų lentelė taip pat yra mokslinis mokymo pagrindas.
Lit .: Mendelejevas D.I., Periodinė teisė. Pagrindiniai straipsniai, M., 1958; Kedrovas B. M., Trys atomizmo aspektai. 3 dalis. Zakonas Mendelejevas, M., 1969; Rabinovičius E., Tilo E., Periodinė elementų sistema. Istorija ir teorija, M.-L., 1933; Karapetyants M. Kh., Drakin S. I., Struktūra, M., 1967; Astachovas K. V., Dabartinė D. I. Mendelejevo periodinės sistemos būklė, M., 1969; Kedrov B. M., Trifonov D. N., Periodiškumo dėsnis ir. Atradimai ir chronologija, M., 1969; Šimtas metų periodinio įstatymo. Straipsnių rinkinys, M., 1969; Šimtas metų periodinio įstatymo. Pranešimai plenarinėse sesijose, M., 1971; Spronsen J. W. van, Periodinė cheminių elementų sistema. Pirmojo šimto metų istorija, Amst.-L.-N.Y., 1969; Klečkovskis V. M., Atomų pasiskirstymas ir (n + l) grupių nuoseklaus užpildymo taisyklė, M., 1968; Trifonovas D. N., Apie kiekybinį periodiškumo aiškinimą, M., 1971; Nekrasov B.V., Fundamentals, 1-2 t., 3 leidimas, M., 1973; Kedrov B. M., Trifonov D. N., Apie šiuolaikines periodinės sistemos problemas, M., 1974 m.
D. N. Trifonovas.
Ryžiai. 1. Lentelė "Elementų sistemos patirtis", pagrįsta jų ir cheminiu panašumu, sudaryta D. I. Mendelejevo 1869 m. kovo 1 d.
Ryžiai. 3. Ilgoji periodinės elementų sistemos forma (šiuolaikinė versija).
Ryžiai. 4. Elementų periodinės sistemos kopėčių forma (pagal N., 1921).
Ryžiai. 2. D. I. Mendelejevo „Natūrali elementų sistema“ (trumpoji forma), paskelbta 1-ojo „Pagrindų“ leidimo 2-oje dalyje 1871 m.
Periodinė D. I. Mendelejevo elementų sistema.
