Prelegerea nr. 2
Tabelul periodic al elementelor chimice D.I. Mendeleev
Plan:
Descoperirea de către D.I. Legea periodică a lui Mendeleev
Principiul constructiei tabelul periodic
Legea periodică formulată de D.I. Mendeleev.
Tabelul periodic al elementelor chimice este o clasificare naturală a elementelor chimice, care este o expresie grafică (tabelară) a legii periodice a elementelor chimice. Structura sa, asemănătoare în multe privințe cu cea modernă, a fost dezvoltată de D. I. Mendeleev pe baza legii periodice în 1869-1871.
Prototipul sistemului periodic a fost " Experiența unui sistem de elemente bazat pe greutatea lor atomică și asemănarea chimică”, compilat DI. Mendeleev 1 martie 1869. Pe parcursul a doi ani, omul de știință a îmbunătățit continuu „Experiența unui sistem” și a introdus conceptul de grupuri, serii și perioade de elemente. Ca urmare, structura tabelului periodic a dobândit contururi în mare măsură moderne.
Conceptul locului unui element în sistem, determinat de numerele grupului și perioadei, a devenit important pentru evoluția acestuia. Pe baza acestui concept, Mendeleev a ajuns la concluzia că era necesară modificarea maselor atomice ale unor elemente chimice: uraniu, indiu, ceriu și sateliții săi. Acesta a fost primul uz practic sistem periodic. Mendeleev a prezis și existența mai multor elemente necunoscute pentru prima dată. Omul de știință a descris cele mai importante proprietăți ale eka-aluminiului (viitorul galiului), eka-bor (scandiu) și eka-siliciu (germaniu). În plus, el a prezis existența analogilor de mangan (viitorul tehnețiu și reniu), teluriu (poloniu), iod (astatina), cesiu (Franța), bariu (radiu), tantal (protactiniu). Previziunile omului de știință cu privire la aceste elemente au fost caracter general, deoarece aceste elemente erau situate în zone puțin studiate ale tabelului periodic.
Primele versiuni ale sistemului periodic de elemente chimice au reprezentat în mare măsură doar o generalizare empirică. La urma urmei, semnificația fizică a legii periodice era neclară; nu exista o explicație pentru motivele schimbării periodice a proprietăților elementelor în funcție de creșterea maselor atomice. În acest sens, multe probleme au rămas nerezolvate. Există limite ale tabelului periodic? Este posibil să se determine numărul exact de elemente existente? Ceea ce a rămas neclar a fost structura celei de-a șasea perioade - care a fost cantitatea exactă de elemente de pământ rare. Nu se știa dacă elementele dintre hidrogen și litiu mai existau, care a fost structura primei perioade. Prin urmare, până la fundamentarea fizică a legii periodice și dezvoltarea teoriei sistemului periodic, dificultăți serioase au apărut de mai multe ori. Descoperirea din 1894 - 1898 a fost neașteptată. galaxii de gaze inerte, care păreau să nu aibă loc în tabelul periodic. Această dificultate a fost eliminată datorită ideii de a include un grup zero independent în structura tabelului periodic. Descoperirea în masă a radioelementelor la începutul secolelor al XIX-lea și al XX-lea. (până în 1910 numărul lor era de aproximativ 40) a dus la o contradicție acută între necesitatea de a le plasa în tabelul periodic și structura sa existentă. Au fost doar 7 posturi vacante pentru ei în perioadele a șasea și a șaptea. Această problemă a fost rezolvată prin stabilirea regulilor de schimbare și prin descoperirea izotopilor.
Unul dintre principalele motive pentru imposibilitatea explicării semnificației fizice a legii periodice și a structurii sistemului periodic a fost faptul că nu se știa cum a fost construit atomul (vezi Atom). Cea mai importantă piatră de hotar în dezvoltarea tabelului periodic a fost crearea modelului atomic de către E. Rutherford (1911). Pe baza ei, omul de știință olandez A. Van den Broek (1913) a sugerat că numărul de serie al unui element din tabelul periodic este numeric egal cu sarcina nucleului atomului său (Z). Acest lucru a fost confirmat experimental de omul de știință englez G. Moseley (1913). Legea periodică a primit o justificare fizică: periodicitatea modificărilor proprietăților elementelor a început să fie luată în considerare în funcție de sarcina Z a nucleului atomului elementului, și nu de masă atomică.
Ca urmare, structura sistemului periodic al lui Mendeleev a fost semnificativ consolidată. Limita inferioară a sistemului a fost determinată. Acesta este hidrogenul - elementul cu un minim Z = 1. A devenit posibil să se estimeze cu precizie numărul de elemente dintre hidrogen și uraniu. Au fost identificate „goluri” în tabelul periodic, corespunzătoare elementelor necunoscute cu Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Cu toate acestea, întrebările despre numărul exact de elemente de pământ rare au rămas neclare și, cel mai important, motivele pentru periodicitatea modificărilor proprietăților elementelor nu a fost dezvăluită în funcție de Z.
Pe baza structurii existente a sistemului periodic și a rezultatelor studierii spectrelor atomice, omul de știință danezN. Bor în 1918 - 1921gg. a dezvoltat idei despre secvența construcției carcaselor și subcarcilor electronice în atomi. Omul de știință a ajuns la concluzia că tipuri similare configuratii electronice atomii se repetă periodic. Astfel, s-a demonstrat că periodicitatea modificărilor proprietăților elementelor chimice se explică prin existența periodicității în construcția învelișurilor și subînvelișurilor electronice ale atomilor.
În prezent, tabelul periodic acoperă 117 elemente.Dintre acestea, toate elementele transuraniu (Z" = 93 - 117), precum și elementele cu Z = 43 (tehnețiu), 61 (prometiu), 85 (astatina), 87 (franciu) au fost obținute artificial. De-a lungul istoriei existenţa sistemului periodic, s-a propus un numar mare de(> 500) variante ale reprezentării sale grafice, în principal sub formă de tabele, dar și sub formă de diverse figuri geometrice (spațiale și plane), curbe analitice (spirale etc.), etc. Cele mai utilizate sunt formele scurte, lungi și scară ale tabelelor periodice. Momentan, scurt este de preferat.
Principiu fundamental construcția tabelului periodic este a acestuiaîmpărțirea în grupuri și perioade.Conceptul lui Mendeleev de serie de elemente nu este folosit astăzi, deoarece este lipsit de sens fizic.Grupurile, la rândul lor, sunt împărțite în subgrupuri principale (a) și secundare (b).Fiecare subgrup conține elemente - analogi chimici. Elementele subgrupurilor a și b din cele mai multe grupuri prezintă, de asemenea, o anumită similitudine între ele, în principal în stările de oxidare superioare, care, de regulă, sunt egale cu numărul grupului.
O perioadă este o colecție de elemente care începe cu un metal alcalin și se termină cu un gaz inert (un caz special este prima perioadă).Fiecare perioadă conține un număr strict definit de elemente. Tabelul periodic este format din opt grupe și șapte perioade, a șaptea neterminată încă.
Particularitatea primei perioade esteîn ceea ce conţinedoar 2 elemente: hidrogen și heliu. Locul hidrogenului în sistem este ambiguu. Deoarece prezintă proprietăți comune metalelor alcaline și halogenilor, este plasat fie în subgrupa I A sau VII A, ultima variantă fiind folosită mai des. Heliul este primul reprezentant al subgrupului VIII A. Pentru o lungă perioadă de timp, heliul și toate gazele inerte au fost separate într-un grup zero independent. Această poziție a necesitat revizuire după sinteza compușilor chimici krypton, xenon și radon. Ca urmare, gazele nobile și elementele din fostul Grup VIII (fier, cobalt, nichel și metale platină) au fost combinate într-un singur grup. Această opțiune nu este perfectă, deoarece inerția heliului și a neonului este fără îndoială.
A doua perioadă conține 8 elemente.Începe cu litiul de metal alcalin, a cărui singură stare de oxidare este + 1. Urmează beriliul (un metal a cărui stare de oxidare este + 2). Borul prezintă deja un caracter metalic slab exprimat și este un nemetal (stare de oxidare + 3). Alături de bor, carbonul este un nemetal tipic, prezentând atât stări de oxidare +4, cât și -4. Azotul, oxigenul, fluorul și neonul sunt toate nemetale, azotul având cea mai mare stare de oxidare de +5 corespunzătoare numărului de grup; pentru fluor starea de oxidare este cunoscută + 7. Neonul gaz inert completează perioada.
A treia perioadă (sodiu - argon) conține și 8 elemente. Natura modificării proprietăților lor este în mare măsură similară cu cea observată pentru elementele din a doua perioadă. Dar există și o anumită specificitate aici. Astfel, magneziul, spre deosebire de beriliu, este mai metalic, la fel ca și aluminiul în comparație cu borul. Siliciul, fosforul, sulful, clorul, argonul sunt toate nemetale tipice. Și toate acestea, cu excepția argonului, prezintă stări de oxidare mai mari, egale cu numărul grupului.
După cum se poate observa, în ambele perioade, pe măsură ce Z crește, se observă o slăbire a proprietăților metalice și o creștere a proprietăților nemetalice ale elementelor.D. I. Mendeleev a numit elementele celui de-al doilea și al treileaperioade (în cuvintele lui, mici) tipice.Elementele de perioade mici sunt printre cele mai comune în natură. Carbonul, azotul și oxigenul (împreună cu hidrogenul) sunt organogeni, adică. elementele de bază ale materiei organice.
Toate elementele primei - a treia perioade sunt plasate în subgrupe A.
A patra perioadă (potasiu - cripton) conține 18 elemente.Potrivit lui Mendeleev, aceasta este prima mare perioadă. După potasiul metalelor alcaline și calciul metalului alcalino-pământos vine o serie de elemente formate din 10 așa-numite metale de tranziție (scandiu - zinc). Toate sunt incluse în subgrupele b. Majoritatea metalelor de tranziție prezintă stări de oxidare mai mari, egale cu numărul grupului, cu excepția fierului, cobaltului și nichelului. Elementele, de la galiu la kripton, aparțin subgrupelor A. Kryptonul, spre deosebire de gazele nobile anterioare, poate forma compuși chimici.
A cincea perioadă (rubidiu - xenon) este similară ca structură cu a patra. Conține și o inserție din 10 metale de tranziție (itriu - cadmiu). Elementele acestei perioade au propriile lor caracteristici. În triada ruteniu - rodiu - paladiu, compușii sunt cunoscuți pentru ruteniu, unde prezintă o stare de oxidare de +8. Toate elementele subgrupelor A prezintă stări de oxidare mai mari egale cu numărul grupului, cu excepția xenonului. Se poate observa că trăsăturile modificărilor proprietăților elementelor din perioadele a patra și a cincea pe măsură ce Z crește sunt mai complexe în comparație cu a doua și a treia perioadă.
A șasea perioadă (cesiu - radon) include 32 de elemente.Această perioadă, pe lângă 10 metale de tranziție (lantan, hafniu - mercur), conține și un set de 14 lantanide - de la ceriu la lutețiu. Elementele de la ceriu la lutețiu sunt foarte asemănătoare din punct de vedere chimic și, din acest motiv, au fost incluse de mult timp în familia elementelor pământurilor rare. În forma scurtă a tabelului periodic, o serie de specii de lantan sunt incluse în celula de lantan și decodificarea acestei serii este dată în partea de jos a tabelului.
Care este specificul elementelor perioadei a șasea? În triada osmiu - iridiu - platină, starea de oxidare de +8 este cunoscută pentru osmiu. Astatina are un caracter metalic destul de pronunțat. Radonul este probabil cel mai reactiv dintre toate gazele nobile. Din păcate, datorită faptului că este foarte radioactiv, chimia sa a fost puțin studiată).
A șaptea perioadă începe cu Franța.Ca și al șaselea, ar trebui să conțină și 32 de elemente, dar dintre ele sunt încă cunoscute 21. Franciul și, respectiv, radiul sunt elemente ale subgrupurilor I a și I I a, actiniul aparține subgrupului III b. Construcția ulterioară a perioadei a șaptea este controversată. Cea mai comună vedere este familia actinidelor, care include elemente de la toriu la lawrencium și este similară cu lantanidele. Decodificarea acestei serii de elemente este dată și în partea de jos a tabelului.
Cum se modifică proprietățile elementelor chimice în subgrupele tabelului periodic al lui Mendeleev?
Principalul model al acestei modificări este întărirea caracterului metalic al elementelor pe măsură ce crește Z. Acest model se manifestă în mod clar în subgrupele IIIa-VIIa. Pentru metalele din subgrupele I A-III A se observă o creștere a activității chimice. Pentru elementele subgrupelor IVA - VIIA, pe măsură ce Z crește, se observă o slăbire a activității chimice a elementelor. Pentru elementele subgrupului b, modificarea activității chimice este mai complexă.
Teoria sistemului periodic a fost dezvoltată de N. Bohr și alți oameni de știință în anii 20.secolul XX și se bazează pe o schemă reală de formare a configurațiilor electronice ale atomilor. Conform acestei teorii, pe măsură ce Z crește, umplerea învelișurilor și subînvelișurilor de electroni în atomii elementelor incluse în perioadele tabelului periodic are loc în următoarea secvență:
Numerele perioadei
1 2 3 4 5 6 7
1s2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p7s5f6d7p
Pe baza teoriei sistemului periodic, se poate da următoarea definiție a perioadei:o perioadă este o colecție de elemente care încep cu un element cu valoarea n. egal cu numărul perioadei și l=0 (s-elemente) și se termină cu un element cu aceeași valoare n și l = 1 (p-elemente). Excepția este prima perioadă, care conține doar 1s elemente. Din teoria sistemului periodic, numărul elementelor din perioade urmează: 2, 8, 8. 18, 18, 32...
Subgrupurile b includ acele elemente în atomii cărora are loc completarea învelișurilor care anterior au rămas incomplete. De aceea, prima, a doua și a treia perioadă nu conțin elemente ale subgrupurilor b.
Structura tabelului periodic al elementelor chimice este strâns legată de structura atomilor elementelor chimice. Pe măsură ce Z crește, tipuri similare de configurație ale învelișurilor de electroni exterioare se repetă periodic. Și anume, ele determină principalele caracteristici ale comportamentului chimic al elementelor. Aceste caracteristici se manifestă diferit pentru elementele subgrupelor A (elementele s și p), pentru elementele subgrupurilor b (elementele d de tranziție) și elementele familiilor f - lantanide și actinide. Un caz special este reprezentat de elementele primei perioade - hidrogen și heliu. Hidrogenul este foarte reactiv deoarece singurul său electron b este ușor îndepărtat. În același timp, configurația heliului (1) este foarte stabilă, ceea ce determină inactivitatea sa chimică completă.
Pentru elementele subgrupelor A, învelișurile de electroni exterioare sunt umplute (cu n egal cu numărul perioadei); prin urmare, proprietățile acestor elemente se modifică considerabil pe măsură ce crește Z. Astfel, în a doua perioadă, litiu (configurație 2s) - metal activ, pierzând cu ușurință singurul său electron de valență; beriliul (2s~) este de asemenea un metal, dar mai puțin activ datorită faptului că electronii săi exteriori sunt legați mai strâns de nucleu. Mai mult, borul (23"p) are un caracter metalic slab exprimat, iar toate elementele ulterioare ale celei de-a doua perioade, în care este construită subcapacul 2p, sunt deja nemetale. Configurația cu opt electroni a învelișului electronic exterior al neonului (2s~p~) - un gaz inert - este foarte durabil.
Proprietățile chimice ale elementelor din a doua perioadă se explică prin dorința atomilor lor de a dobândi configurația electronică a celui mai apropiat gaz inert (configurația heliului pentru elementele de la litiu la carbon sau configurația neon pentru elementele de la carbon la fluor). Acesta este motivul pentru care, de exemplu, oxigenul nu poate prezenta o stare de oxidare mai mare egală cu numărul său de grup: este mai ușor pentru el să realizeze configurația neon prin achiziționarea de electroni suplimentari. Aceeași natură a modificărilor proprietăților se manifestă în elementele perioadei a treia și în elementele s și p ale tuturor perioadelor ulterioare. În același timp, slăbirea forței legăturii dintre electronii exteriori și nucleul din subgrupele A pe măsură ce Z crește se manifestă în proprietățile elementelor corespunzătoare. Astfel, pentru elementele s există o creștere vizibilă a activității chimice pe măsură ce crește Z, iar pentru elementele p există o creștere a proprietăților metalice.
În atomii elementelor d de tranziție, sunt completate învelișuri incomplete anterior cu o valoare a numărului cuantic principal și cu una mai mică decât numărul perioadei. Cu câteva excepții, configurația învelișurilor de electroni exterioare ale atomilor elementului de tranziție este ns. Prin urmare, toate elementele d sunt metale și de aceea modificările proprietăților elementelor 1 pe măsură ce crește Z nu sunt la fel de dramatice precum am văzut pentru elementele s și p. În stările de oxidare superioare, elementele d prezintă o anumită similitudine cu elementele p ale grupurilor corespunzătoare ale tabelului periodic.
Particularitățile proprietăților elementelor triadelor (VIII-subgrupul b) sunt explicate prin faptul că subshell-urile d sunt aproape de finalizare. Acesta este motivul pentru care metalele de fier, cobalt, nichel și platină, de regulă, nu au tendința de a produce compuși în stări de oxidare superioare. Singurele excepții sunt ruteniul și osmiul, care dau oxizii RuO4 și OsO4. Pentru elementele subgrupurilor B I- și II, sub-învelișul d este de fapt complet. Prin urmare, ele prezintă stări de oxidare egale cu numărul grupului.
În atomi de lantanide și actinide (toți sunt metale)finalizarea învelișurilor de electroni anterior incomplete are loc cu o valoare a numărului cuantic principal și cu două unități mai mică decât numărul perioadei. În atomii acestor elemente, configurația învelișului exterior de electroni (ns2) rămâne neschimbată. În același timp, electronii f nu au practic niciun efect asupra proprietăților chimice. Acesta este motivul pentru care lantanidele sunt atât de asemănătoare.
Pentru actinide situația este mult mai complicată.În intervalul sarcinilor nucleare Z = 90 - 95, electronii bd și 5/ pot lua parte la interacțiuni chimice. De aici rezultă că actinidele prezintă o gamă mult mai largă de stări de oxidare. De exemplu, pentru neptuniu, plutoniu și americiu, sunt cunoscuți compuși unde aceste elemente apar în starea de șapte valențe. Numai pentru elementele care încep cu curiu (Z = 96) starea trivalentă devine stabilă. Astfel, proprietățile actinidelor diferă semnificativ de proprietățile lantanidelor și, prin urmare, cele două familii nu pot fi considerate similare.
Familia actinidelor se termină cu elementul cu Z = 103 (lawrencium). O evaluare a proprietăților chimice ale kurchatovium (Z = 104) și nilsborium (Z = 105) arată că aceste elemente ar trebui să fie analogi ai hafniului și, respectiv, tantalului. Prin urmare, oamenii de știință cred că, după familia actinidelor din atomi, începe umplerea sistematică a subînvelișului 6d.
Numărul final de elemente pe care le acoperă tabelul periodic este necunoscut. Problema limitei sale superioare este poate principalul mister al tabelului periodic. Cel mai greu element care a fost descoperit în natură este plutoniul (Z = 94). S-a atins limita fuziunii nucleare artificiale - un element cu număr atomic 107. Întrebarea rămâne deschisă: se vor putea obține elemente cu numere atomice mari, care și câte? La aceasta nu se poate încă răspunde cu certitudine.
Folosind calcule complexe efectuate pe un computer, oamenii de știință au încercat să determine structura atomilor și să evalueze cele mai importante proprietăți ale unor astfel de „superelemente”, până la numere de serie uriașe (Z = 172 și chiar Z = 184). Rezultatele obţinute au fost destul de neaşteptate. De exemplu, într-un atom al unui element cu Z = 121, este de așteptat să apară un electron de 8p; acest lucru se întâmplă după ce formarea subînvelișului 8s s-a încheiat în atomi cu Z = 119 și 120. Dar apariția electronilor p după electronii s se observă numai în atomii elementelor din a doua și a treia perioadă. Calculele arată, de asemenea, că pentru elementele din perioada a opta ipotetică, umplerea învelișurilor de electroni și a subînvelișurilor atomilor are loc într-o secvență foarte complexă și unică. Prin urmare, evaluarea proprietăților elementelor corespunzătoare este o problemă foarte dificilă. S-ar părea că a opta perioadă ar trebui să conțină 50 de elemente (Z = 119 - 168), dar, conform calculelor, ar trebui să se termine la elementul cu Z = 164, adică. 4 numere de serie mai devreme. Și a noua perioadă „exotică”, se pare, ar trebui să fie formată din 8 elemente. Iată intrarea lui „electronică”: 9s „Зр 9р”. Cu alte cuvinte, ar conține doar 8 elemente, precum a doua și a treia perioadă.
Este greu de spus cât de adevărate ar fi calculele făcute folosind un computer. Cu toate acestea, dacă ar fi confirmate, atunci ar fi necesar să se reconsidere serios modelele care stau la baza tabelului periodic al elementelor și a structurii sale.
Tabelul periodic a jucat și continuă să joace un rol uriaș în dezvoltarea diferitelor domenii ale științelor naturale.A fost cea mai importantă realizare a științei atomo-moleculare, a contribuit la apariția conceptului modern de „element chimic” și la clarificarea conceptelor despre substanțe și compuși simpli.
Tiparele relevate de sistemul periodica avut o influență semnificativă asupra dezvoltării teoriei structurii atomice, descoperirea izotopilor și apariția ideilor despre periodicitatea nucleară. Sistemul periodic este asociat cu o formulare strict științifică a problemei prognozei în chimie. Acest lucru s-a manifestat în predicția existenței și proprietăților elementelor necunoscute și a noilor caracteristici ale comportamentului chimic al elementelor deja descoperite. În zilele noastre, tabelul periodic reprezintă fundamentul chimiei, în primul rând anorganice, ajutând semnificativ la rezolvarea problemei. sinteza chimica substanțe cu proprietăți prestabilite, dezvoltarea de noi materiale semiconductoare, selectarea catalizatorilor specifici pentru diferite procese chimice etc. În cele din urmă, tabelul periodic stă la baza predării chimiei.
Legea periodică a lui Mendeleev
Legea periodică a elementelor chimice este o lege fundamentală a naturii, reflectând modificarea periodică a proprietăților elementelor chimice pe măsură ce sarcinile nucleelor atomilor lor cresc. Deschis la 1 martie (17 februarie, stil vechi) 1869 D.I. Mendeleev. În această zi, el a alcătuit un tabel numit „Experiența unui sistem de elemente bazat pe greutatea lor atomică și similitudinea chimică”. Formularea finală a legii periodice a fost dată de Mendeleev în iulie 1871. Scria:
« Proprietățile elementelor și, prin urmare, proprietățile corpurilor simple și complexe pe care le formează, depind periodic de greutatea lor atomică.”
Formularea lui Mendeleev a legii periodice a durat în știință timp de 40 de ani ani mici. A fost revizuit datorită realizărilor remarcabile în fizică, în principal dezvoltarea modelului nuclear al atomului. S-a dovedit,sarcina nucleara atomica (Z) numeric egalănumăr de seriea elementului corespunzător din tabelul periodic, iar umplerea învelișurilor și subînvelișurilor electronice ale atomilor, în funcție de Z, are loc în așa fel încât configurațiile electronice similare ale atomilor să se repete periodic (vezi Tabelul periodic al elementelor chimice). Prin urmare, formularea modernă a legii periodice este următoarea:proprietățile elementelor, substanțelor simple și compușilor acestora depind periodic de sarcinile nucleelor atomice.
Spre deosebire de alte legi fundamentale ale naturii, precum legea gravitația universală sau legea echivalenței masei și energiei, legea periodică nu poate fi scrisă sub forma niciunei ecuație generală sau formule. Reflexia sa vizuală este tabelul periodic al elementelor. Cu toate acestea, Mendeleev însuși și alți oameni de știință au făcut încercări de a găsi o ecuație matematică pentru legea periodică a elementelor chimice. Aceste încercări au fost încununate cu succes abia după dezvoltarea teoriei structurii atomice. Dar ele privesc doar stabilirea dependenței cantitative a ordinii de distribuție a electronilor în învelișuri și subînvelișuri de sarcinile nucleelor atomice.
Legea periodică este o lege universală pentru întregul Univers.Are putere oriunde există atomii. Dar nu numai structurile electronice ale atomilor se schimbă periodic. Structura și proprietățile nucleelor atomice se supun, de asemenea, unei legi periodice deosebite. În nucleele formate din neutroni și protoni, există învelișuri de neutroni și protoni, a căror umplere este periodică. Există chiar și încercări cunoscute de a construi un sistem periodic de nuclee atomice.
Dmitri Ivanovici Mendeleev (1834 - 1907)
Omul de știință rus a descoperit legea periodică a elementelor chimice.
În 1955 americanulfizicienii conduși de G. Seaborg au sintetizat un element chimic cu numărul atomic101. I-au dat un numemendeleviu- în recunoașterea meritelor marelui om de știință rus.Tabelul periodic al lui Mendeleev a fost cheia descoperirii de noi elemente de mai bine de 100 de ani.
Legea periodică și sistemul periodic au devenit cea mai importantă contribuție a lui D. I. Mendeleev la dezvoltarea științelor naturale. Dar ele constituie doar o parte din imensa moștenire creativă a omului de știință.Colecția completă a lucrărilor sale - 25 de volume voluminoase, o adevărată enciclopedie a cunoașterii.
Mendeleev a adus în sistem informații împrăștiate despre izomorfism, iar acest lucru a jucat un rol în dezvoltarea geochimiei. El a deschis temperatura critica punctul de fierbere, deasupra căruia o substanță nu poate exista în stare lichidă, a dezvoltat teoria hidratării soluțiilor și, prin urmare, este considerat pe drept un chimist fizic remarcabil. El a efectuat studii aprofundate ale proprietăților gazelor rarefiate, arătându-se a fi un fizician experimental remarcabil. Mendeleev a propus o teorie a originii anorganice a uleiului, care are încă adepți; a dezvoltat un proces de preparare a prafului de pușcă fără fum; a studiat aeronautică, meteorologie, tehnici de măsurare îmbunătățite. Ca manager al Camerei Principale de Greutăți și Măsuri, a făcut multe pentru dezvoltarea metrologiei. Pentru meritele sale științifice, Mendeleev a fost ales membru al a peste 50 de academii și societăți științifice. tari diferite pace. În activitatea sa științifică, omul de știință a văzut, în cuvintele sale, „primul său serviciu adus Patriei”.
Al doilea serviciu este predarea. Mendeleev a fost autorul manualului „Fundamentals of Chemistry”, care a trecut prin 8 ediții în timpul vieții sale și a fost tradus în engleză de mai multe ori. limbi straine. Mendeleev a predat în multe institutii de invatamant St.Petersburg. „Din miile de studenți ai mei, mulți sunt acum figuri proeminente peste tot și, când i-am întâlnit, am auzit mereu că am crezut în sămânța bună din ei și nu pur și simplu își îndeplineam o datorie”, a scris omul de știință în anii săi de declin.
„Al treilea serviciu pentru Patria Mamă” a fost polivalent și util - în domeniile industriei și agriculturii. Aici Mendeleev s-a arătat a fi un adevărat patriot căruia îi pasă de dezvoltarea și viitorul Rusiei. Pe moșia lui Boblovo, el a efectuat „experimente în creșterea cerealelor”. El a studiat în detaliu metodele de producere a uleiului și a dat multe recomandări valoroase pentru îmbunătățirea lor. S-a adâncit constant în nevoile urgente ale industriei, vizitând fabrici și fabrici, mine și mine. Autoritatea lui Mendeleev era atât de mare încât a fost invitat constant ca expert pentru a rezolva probleme complexe. probleme economice. Cu puțin timp înainte de moartea sa, a publicat cartea „Către cunoașterea Rusiei”, în care a schițat un program amplu pentru dezvoltarea forțelor productive ale țării.
„Semănatul științific va încolți pentru recolta oamenilor” - Acesta a fost motto-ul tuturor activităților omului de știință.
Mendeleev a fost unul dintre cei mai culti oameni a timpului său. Era profund interesat de literatură și artă și a strâns o colecție uriașă de reproduceri de picturi ale artiștilor din diferite țări și popoare. În apartamentul său aveau adesea loc întâlniri ale personalităților culturale proeminente.
Întrebări de control:
În ce an a fost descoperită legea periodică a elementelor chimice, așa cum a fost formulată de D. I. Mendeleev?
Care este esența legii periodicității? Care sunt principalele sale caracteristici?
Ce este o perioadă, grup, subgrup în tabelul periodic?
Ce subgrupe sunt numite principale și care sunt secundare?
Cum se modifică proprietățile metalice ale elementelor într-un grup și într-o perioadă?
Cum se modifică proprietățile redox ale atomilor elementali odată cu creșterea numărului atomic?
Ce grupe din tabelul periodic conțin elemente care formează compuși gazoși cu hidrogenul? Care dintre ele sunt acide?
Dacă desenați o linie în tabelul periodic de la bor la astatin, atunci elementele cu ce proprietăți vor fi în partea stângă a acestei linii?
Care este esența teoriei mecanice cuantice a structurilor atomice?
Dați formularea modernă a legii periodice a lui D.I. Mendeleev?
Găsiți în tabelul periodic un element situat în perioada IV, în rândul V și care prezintă valența VI în compusul oxigen. Care este valența sa de hidrogen?
Literatură:
Gabrielyan O, S. Chimie pentru profesii și specialități tehnice: manual / O.S. Gabrielyan, I.G. Ostroumov. – M.: Centrul de editură „Academia”, 2009. – 256 p.
Gabrielyan O, S. Chimie: manual pentru elevi. medie prof. manual stabilimente/ O.S. Gabrielyan, I.G. Ostroumov. – Ed. a VI-a, șters. – M.: Centrul de editură „Academia”, 2009. – 336 p.
Mulți oameni de știință au făcut încercări de sistematizare a elementelor chimice. Dar abia în 1869 D.I. Mendeleev a reușit să creeze o clasificare a elementelor care a stabilit legătura și dependența substanțe chimiceși sarcina nucleului atomic.
Poveste
Formularea modernă a legii periodice este următoarea: proprietățile elementelor chimice, precum și formele și proprietățile compușilor elementelor, depind periodic de sarcina nucleului atomilor elementului.
Până când legea a fost descoperită, erau cunoscute 63 de elemente chimice. Cu toate acestea, masele atomice ale multor dintre aceste elemente au fost determinate eronat.
Însuși D.I. Mendeleev și-a formulat legea în 1869 ca o dependență periodică de greutățile atomice ale elementelor, deoarece în secolul al XIX-lea știința nu avea încă informații despre structura atomului. Cu toate acestea, previziunea ingenioasă a omului de știință i-a permis să înțeleagă mai profund decât toți contemporanii săi tiparele care determină periodicitatea proprietăților elementelor și substanțelor. El a luat în considerare nu numai creșterea masei atomice, ci și proprietățile deja cunoscute ale substanțelor și elementelor și, luând ca bază ideea de periodicitate, a putut să prezică cu exactitate existența și proprietățile elementelor și substanțelor necunoscute. pentru știință la acel moment, corectați masele atomice ale unui număr de elemente și aranjați corect elementele în sistem, lăsând spații goale și făcând rearanjamente.
Orez. 1. D. I. Mendeleev.
Există un mit că Mendeleev a visat la tabelul periodic. Cu toate acestea, aceasta este numai frumoasa poveste, ceea ce nu este un fapt dovedit.
Structura tabelului periodic
Tabelul periodic al elementelor chimice de D.I. Mendeleev este o reflectare grafică a propriei legi. Elementele sunt aranjate în tabel după o semnificație chimică și fizică specifică. Prin locația unui element, puteți determina valența acestuia, numărul de electroni și multe alte caracteristici. Tabelul este împărțit orizontal în perioade mari și mici, iar vertical în grupuri.
Orez. 2. Tabel periodic.
Există 7 perioade care încep cu un metal alcalin și se termină cu substanțe care au proprietăți nemetalice. Grupurile, la rândul lor, formate din 8 coloane, sunt împărțite în subgrupe principale și secundare.
Dezvoltarea ulterioară a științei a arătat că repetarea periodică a proprietăților elementelor la anumite intervale, manifestată în mod clar mai ales în perioadele a 2-a și a 3-a mici, se explică prin repetare. structura electronica niveluri de energie externe, unde se află electronii de valență, datorită cărora se formează în reacții legături chimice și substanțe noi. Prin urmare, în fiecare grup vertical de coloane există elemente cu trăsături caracteristice repetate. Acest lucru se manifestă în mod clar în grupurile care conțin familii de metale alcaline foarte active (grupa I, subgrup principal) și metale nehalogen (grupa VII, subgrup principal). De la stânga la dreapta pe parcursul perioadei, numărul de electroni crește de la 1 la 8, în timp ce proprietățile metalice ale elementelor scad. Astfel, proprietățile metalice sunt mai pronunțate cu cât sunt mai puțini electroni la nivelul exterior.
Orez. 3. Perioade mici și mari din tabelul periodic.
Proprietățile atomice, cum ar fi energia de ionizare, energia afinității electronilor și electronegativitatea, revin și ele periodic. Aceste cantități sunt asociate cu capacitatea unui atom de a ceda un electron de la un nivel extern (ionizare) sau de a reține electronul altcuiva la nivelul său extern (afinitate electronică).. Evaluări totale primite: 117.
Sistemul periodic este un set ordonat de elemente chimice, clasificarea lor naturală, care este o expresie grafică (tabelară) a legii periodice a elementelor chimice. Structura sa, asemănătoare în multe privințe cu cea modernă, a fost dezvoltată de D. I. Mendeleev pe baza legii periodice în 1869–1871.
Prototipul sistemului periodic a fost „Experiența unui sistem de elemente bazat pe greutatea lor atomică și asemănarea chimică”, compilat de D. I. Mendeleev la 1 martie 1869. Pe parcursul a doi ani și jumătate, omul de știință a îmbunătățit continuu „Experiența unui sistem”, a introdus ideea de grupuri, serii și perioade de elemente. Ca urmare, structura tabelului periodic a dobândit contururi în mare măsură moderne.
Conceptul locului unui element în sistem, determinat de numerele grupului și perioadei, a devenit important pentru evoluția acestuia. Pe baza acestui concept, Mendeleev a ajuns la concluzia că este necesară modificarea maselor atomice ale unor elemente: uraniu, indiu, ceriu și sateliții săi. Aceasta a fost prima aplicare practică a tabelului periodic. Mendeleev a prezis și pentru prima dată existența și proprietățile mai multor elemente necunoscute. Omul de știință a descris în detaliu cele mai importante proprietăți ale eka-aluminiului (viitorul galiului), eka-borului (scandiul) și eka-siliciului (germaniul). În plus, el a prezis existența analogilor de mangan (viitorul tehnețiu și reniu), teluriu (poloniu), iod (astatina), cesiu (Franța), bariu (radiu), tantal (protactiniu). Predicțiile omului de știință cu privire la aceste elemente au fost de natură generală, deoarece aceste elemente se aflau în zone puțin studiate ale tabelului periodic.
Primele versiuni ale sistemului periodic au reprezentat în mare măsură doar o generalizare empirică. La urma urmei, semnificația fizică a legii periodice era neclară; nu exista o explicație pentru motivele schimbării periodice a proprietăților elementelor în funcție de creșterea maselor atomice. În acest sens, multe probleme au rămas nerezolvate. Există limite ale tabelului periodic? Este posibil să se determine numărul exact de elemente existente? Structura celei de-a șasea perioade a rămas neclară - care a fost cantitatea exactă de elemente de pământ rare? Nu se știa dacă elementele dintre hidrogen și litiu mai existau, care a fost structura primei perioade. Prin urmare, până la fundamentarea fizică a legii periodice și dezvoltarea teoriei sistemului periodic, dificultăți serioase au apărut de mai multe ori. Descoperirea din 1894–1898 a fost neașteptată. cinci gaze inerte care păreau să nu aibă loc în tabelul periodic. Această dificultate a fost eliminată datorită ideii de a include un grup zero independent în structura tabelului periodic. Descoperirea în masă a radioelementelor la începutul secolelor al XIX-lea și al XX-lea. (până în 1910 numărul lor era de aproximativ 40) a dus la o contradicție acută între necesitatea de a le plasa în tabelul periodic și structura sa existentă. Au fost doar 7 posturi vacante pentru ei în perioadele a șasea și a șaptea. Această problemă a fost rezolvată prin stabilirea regulilor de schimbare și prin descoperirea izotopilor.
Unul dintre principalele motive pentru imposibilitatea explicării semnificației fizice a legii periodice și a structurii sistemului periodic a fost faptul că nu se știa cum a fost structurat atomul (vezi Atom). Cea mai importantă piatră de hotar în dezvoltarea tabelului periodic a fost crearea modelului atomic de către E. Rutherford (1911). Pe baza ei, omul de știință olandez A. Van den Broek (1913) a sugerat că numărul de serie al unui element din tabelul periodic este numeric egal cu sarcina nucleului atomului său (Z). Acest lucru a fost confirmat experimental de omul de știință englez G. Moseley (1913). Legea periodică a primit o justificare fizică: periodicitatea modificărilor în proprietățile elementelor a început să fie luată în considerare în funcție de sarcina Z a nucleului atomului elementului, și nu de masa atomică (vezi Legea periodică a elementelor chimice).
Ca urmare, structura tabelului periodic a fost semnificativ consolidată. Limita inferioară a sistemului a fost determinată. Acesta este hidrogenul - elementul cu un minim Z = 1. A devenit posibil să se estimeze cu precizie numărul de elemente dintre hidrogen și uraniu. Au fost identificate „goluri” în tabelul periodic, corespunzătoare elementelor necunoscute cu Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Cu toate acestea, întrebările despre numărul exact de elemente de pământ rare au rămas neclare și, cel mai important, motivele pentru periodicitatea modificărilor proprietăților elementelor nu a fost dezvăluită în funcție de Z.
Pe baza structurii stabilite a sistemului periodic și a rezultatelor studierii spectrelor atomice, omul de știință danez N. Bohr în 1918–1921. a dezvoltat idei despre secvența construcției carcaselor și subcarcilor electronice în atomi. Omul de știință a ajuns la concluzia că tipuri similare de configurații electronice ale învelișurilor exterioare ale atomilor sunt repetate periodic. Astfel, s-a demonstrat că periodicitatea modificărilor proprietăților elementelor chimice se explică prin existența periodicității în construcția învelișurilor și subînvelișurilor electronice ale atomilor.
Tabelul periodic acoperă mai mult de 100 de elemente. Dintre acestea, toate elementele transuraniu (Z = 93–110), precum și elementele cu Z = 43 (tehnețiu), 61 (prometiu), 85 (astatina), 87 (Franța) au fost obținute artificial. De-a lungul întregii istorii a existenței sistemului periodic, s-au propus un număr foarte mare (>500) de variante ale reprezentării sale grafice, în principal sub formă de tabele, dar și sub formă de diferite figuri geometrice (spațiale și plane). ), curbele analitice (spirale etc.), etc. Cele mai răspândite sunt formele de tabele scurte, semilungi, lungi și scară. În prezent, este de preferat forma scurtă.
Principiul fundamental al construirii tabelului periodic este împărțirea acestuia în grupuri și perioade. Conceptul lui Mendeleev de serie de elemente nu este folosit astăzi, deoarece este lipsit de sens fizic. Grupurile, la rândul lor, sunt împărțite în subgrupuri principale (a) și secundare (b). Fiecare subgrup conține elemente - analogi chimici. Elementele subgrupurilor a și b din cele mai multe grupuri prezintă, de asemenea, o anumită similitudine între ele, în principal în stările de oxidare superioare, care, de regulă, sunt egale cu numărul grupului. O perioadă este o colecție de elemente care începe cu un metal alcalin și se termină cu un gaz inert (un caz special este prima perioadă). Fiecare perioadă conține un număr strict definit de elemente. Tabelul periodic este format din opt grupe și șapte perioade, a șaptea perioadă neterminată încă.
Particularitate primul perioada este că conține doar 2 elemente gazoase în formă liberă: hidrogen și heliu. Locul hidrogenului în sistem este ambiguu. Deoarece prezintă proprietăți comune metalelor alcaline și halogenilor, este plasat fie în subgrupul 1a-, fie în subgrupul Vlla-sau în ambele în același timp, încadrând simbolul între paranteze într-una dintre subgrupe. Heliul este primul reprezentant al subgrupului VIIIa. Pentru o lungă perioadă de timp, heliul și toate gazele inerte au fost separate într-un grup zero independent. Această poziție a necesitat revizuire după sinteza compușilor chimici krypton, xenon și radon. Ca urmare, gazele nobile și elementele din fostul Grup VIII (fier, cobalt, nichel și metale platină) au fost combinate într-un singur grup.
Al doilea perioada conţine 8 elemente. Începe cu litiu de metal alcalin, a cărui singură stare de oxidare este +1. Urmează beriliul (metal, stare de oxidare +2). Borul prezintă deja un caracter metalic slab exprimat și este un nemetal (starea de oxidare +3). Alături de bor, carbonul este un nemetal tipic care prezintă atât +4 cât și -4 stări de oxidare. Azotul, oxigenul, fluorul și neonul sunt toate nemetale, azotul având cea mai mare stare de oxidare de +5 corespunzătoare numărului de grup. Oxigenul și fluorul sunt printre cele mai active nemetale. Neonul cu gaz inert încheie perioada.
Al treilea perioada (sodiu - argon) contine si 8 elemente. Natura modificării proprietăților lor este în mare măsură similară cu cea observată pentru elementele din a doua perioadă. Dar există și o anumită specificitate aici. Astfel, magneziul, spre deosebire de beriliu, este mai metalic, la fel ca și aluminiul în comparație cu borul. Siliciul, fosforul, sulful, clorul, argonul sunt toate nemetale tipice. Și toate acestea, cu excepția argonului, prezintă stări de oxidare mai mari, egale cu numărul grupului.
După cum se poate observa, în ambele perioade, pe măsură ce Z crește, are loc o slăbire clară a metalului și o întărire a proprietăților nemetalice ale elementelor. D.I. Mendeleev a numit elementele perioadei a doua și a treia (în cuvintele sale, mici) tipice. Elementele de perioade mici sunt printre cele mai comune în natură. Carbonul, azotul și oxigenul (împreună cu hidrogenul) sunt organogeni, adică principalele elemente ale materiei organice.
Toate elementele primei - a treia perioade sunt plasate în subgrupe a.
Al patrulea perioada (potasiu - cripton) conține 18 elemente. Potrivit lui Mendeleev, aceasta este prima mare perioadă. După potasiul metalelor alcaline și calciul metalului alcalino-pământos vine o serie de elemente formate din 10 așa-numite metale de tranziție (scandiu - zinc). Toate sunt incluse în subgrupele b. Majoritatea metalelor de tranziție prezintă stări de oxidare mai mari, egale cu numărul grupului, cu excepția fierului, cobaltului și nichelului. Elementele, de la galiu la kripton, aparțin subgrupelor a. O serie de compuși chimici sunt cunoscuți pentru cripton.
a cincea Perioada (rubidiu - xenon) este similară ca structură cu cea de-a patra. Conține și o inserție din 10 metale de tranziție (itriu - cadmiu). Elementele acestei perioade au propriile lor caracteristici. În triada ruteniu - rodiu - paladiu, compușii sunt cunoscuți pentru ruteniu, unde prezintă o stare de oxidare de +8. Toate elementele subgrupelor a prezintă stări de oxidare mai mari egale cu numărul grupului. Caracteristicile modificărilor proprietăților elementelor din a patra și a cincea perioade pe măsură ce Z crește sunt mai complexe în comparație cu a doua și a treia perioadă.
Şaselea perioada (cesiu - radon) include 32 de elemente. Această perioadă, pe lângă 10 metale de tranziție (lantan, hafniu - mercur), conține și un set de 14 lantanide - de la ceriu la lutețiu. Elementele de la ceriu la lutețiu sunt foarte asemănătoare din punct de vedere chimic și, din acest motiv, au fost incluse de mult timp în familia elementelor pământurilor rare. În forma scurtă a tabelului periodic, o serie de lantanide este inclusă în celula de lantan, iar decodificarea acestei serii este dată în partea de jos a tabelului (vezi Lantanide).
Care este specificul elementelor perioadei a șasea? În triada osmiu - iridiu - platină, starea de oxidare de +8 este cunoscută pentru osmiu. Astatina are un caracter metalic destul de pronunțat. Radonul are cea mai mare reactivitate dintre toate gazele nobile. Din păcate, datorită faptului că este foarte radioactiv, chimia sa a fost puțin studiată (vezi Elemente radioactive).
Al șaptelea perioada incepe din Franta. Ca și al șaselea, ar trebui să conțină și 32 de elemente, dar dintre ele sunt încă cunoscute 24. Franciul și radiul sunt, respectiv, elemente ale subgrupelor Ia și IIa, actiniul aparține subgrupei IIIb. Urmează familia actinidelor, care include elemente de la toriu la lawrencium și este plasată în mod similar lantanidelor. Decodificarea acestei serii de elemente este dată și în partea de jos a tabelului.
Acum să vedem cum se modifică proprietățile elementelor chimice subgrupuri sistem periodic. Principalul model al acestei schimbări este întărirea caracterului metalic al elementelor pe măsură ce crește Z. Acest model se manifestă în mod clar în subgrupele IIIa–VIIa. Pentru metalele din subgrupele Ia–IIIa se observă o creștere a activității chimice. Pentru elementele subgrupelor IVa–VIIa, pe măsură ce Z crește, se observă o slăbire a activității chimice a elementelor. Pentru elementele subgrupului b, natura modificării activității chimice este mai complexă.
Teoria sistemului periodic a fost dezvoltată de N. Bohr și alți oameni de știință în anii 20. secolul XX și se bazează pe o schemă reală de formare a configurațiilor electronice ale atomilor (vezi Atom). Conform acestei teorii, pe măsură ce Z crește, umplerea învelișurilor și subînvelișurilor de electroni în atomii elementelor incluse în perioadele tabelului periodic are loc în următoarea secvență:
| Numerele perioadei | ||||||
|---|---|---|---|---|---|---|
| 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 |
| 1s | 2s2p | 3s3p | 4s3d4p | 5s4d5p | 6s4f5d6p | 7s5f6d7p |
Pe baza teoriei sistemului periodic, putem da următoarea definiție a unei perioade: o perioadă este un set de elemente care începe cu un element cu valoarea n egală cu numărul perioadei și l = 0 (s-elemente) și se termină cu un element cu aceeași valoare n și l = 1 (elementele p-elemente) (vezi Atom). Excepția este prima perioadă, care conține doar 1s elemente. Din teoria sistemului periodic urmează numerele de elemente în perioade: 2, 8, 8, 18, 18, 32...
În tabel, simbolurile elementelor de fiecare tip (elementele s-, p-, d- și f-) sunt reprezentate pe un fundal de culoare specifică: elementele s - pe roșu, elementele p - pe portocaliu, elementele d - pe albastru, elemente f - pe verde. Fiecare celulă conține numere de serieși masele atomice ale elementelor, precum și configurațiile electronice ale învelișurilor de electroni exterioare.
Din teoria sistemului periodic rezultă că subgrupurile a includ elemente cu n egal cu numărul perioadei și l = 0 și 1. Subgrupurile b includ acele elemente în atomii cărora completarea învelișurilor rămase anterior. apare incomplet. De aceea, prima, a doua și a treia perioadă nu conțin elemente ale subgrupurilor b.
Structura tabelului periodic al elementelor este strâns legată de structura atomilor elementelor chimice. Pe măsură ce Z crește, tipuri similare de configurație ale învelișurilor de electroni exterioare se repetă periodic. Și anume, ele determină principalele caracteristici ale comportamentului chimic al elementelor. Aceste caracteristici se manifestă diferit pentru elementele subgrupurilor a (elementele s și p), pentru elementele subgrupurilor b (elementele d de tranziție) și elementele familiilor f - lantanide și actinide. Un caz special este reprezentat de elementele primei perioade - hidrogen și heliu. Hidrogenul se caracterizează printr-o activitate chimică ridicată, deoarece singurul său electron 1s este ușor îndepărtat. În același timp, configurația heliului (1s 2) este foarte stabilă, ceea ce determină inactivitatea sa chimică.
Pentru elementele subgrupurilor a, învelișurile de electroni exterioare ale atomilor sunt umplute (cu n egal cu numărul perioadei), astfel încât proprietățile acestor elemente se modifică considerabil pe măsură ce crește Z. Astfel, în a doua perioadă, litiul (configurația 2s). ) este un metal activ care își pierde cu ușurință singurul electron de valență ; beriliul (2s 2) este, de asemenea, un metal, dar mai puțin activ datorită faptului că electronii săi exteriori sunt legați mai strâns de nucleu. În plus, borul (2s 2 p) are un caracter metalic slab exprimat, iar toate elementele ulterioare ale celei de-a doua perioade, în care este construită subînvelișul 2p, sunt deja nemetale. Configurația cu opt electroni a învelișului electron exterior al neonului (2s 2 p 6) - un gaz inert - este foarte puternică.
Proprietățile chimice ale elementelor din a doua perioadă se explică prin dorința atomilor lor de a dobândi configurația electronică a celui mai apropiat gaz inert (configurația heliului pentru elementele de la litiu la carbon sau configurația neon pentru elementele de la carbon la fluor). Acesta este motivul pentru care, de exemplu, oxigenul nu poate prezenta o stare de oxidare mai mare egală cu numărul său de grup: este mai ușor pentru el să realizeze configurația neon prin achiziționarea de electroni suplimentari. Aceeași natură a modificărilor proprietăților se manifestă în elementele celei de-a treia perioade și în elementele s și p ale tuturor perioadelor ulterioare. În același timp, slăbirea forței legăturii dintre electronii exteriori și nucleul din subgrupele a pe măsură ce crește Z se manifestă în proprietățile elementelor corespunzătoare. Astfel, pentru elementele s există o creștere vizibilă a activității chimice pe măsură ce crește Z, iar pentru elementele p există o creștere a proprietăților metalice.
În atomii elementelor d de tranziție, învelișurile incomplete anterior sunt completate cu valoarea numărului cuantic principal n, cu unul mai puțin decât numărul perioadei. Cu câteva excepții, configurația învelișurilor de electroni exterioare ale atomilor elementelor de tranziție este ns 2. Prin urmare, toate elementele d sunt metale și de aceea modificările proprietăților elementelor d pe măsură ce Z crește nu sunt la fel de dramatice ca cele observate pentru elementele s și p. În stările de oxidare superioare, elementele d prezintă o anumită similitudine cu elementele p ale grupurilor corespunzătoare ale tabelului periodic.
Particularitățile proprietăților elementelor triadelor (subgrupul VIIIb) sunt explicate prin faptul că subcoapele b sunt aproape de finalizare. Acesta este motivul pentru care metalele de fier, cobalt, nichel și platină, de regulă, nu au tendința de a produce compuși în stări de oxidare superioare. Singurele excepții sunt ruteniul și osmiul, care dau oxizii RuO 4 și OsO 4 . Pentru elementele subgrupurilor Ib și IIb, subshell-ul d este de fapt complet. Prin urmare, ele prezintă stări de oxidare egale cu numărul grupului.
În atomii de lantanide și actinide (toți sunt metale), învelișurile de electroni anterior incomplete sunt completate cu valoarea numărului cuantic principal n fiind cu două unități mai mică decât numărul perioadei. În atomii acestor elemente, configurația învelișului exterior de electroni (ns 2) rămâne neschimbată, iar a treia înveliș N exterior este umplut cu 4f-electroni. Acesta este motivul pentru care lantanidele sunt atât de asemănătoare.
Pentru actinide situația este mai complicată. În atomii elementelor cu Z = 90–95, electronii 6d și 5f pot lua parte la interacțiuni chimice. Prin urmare, actinidele au multe mai multe grade oxidare. De exemplu, pentru neptuniu, plutoniu și americiu, sunt cunoscuți compuși unde aceste elemente apar în stare heptavalentă. Numai pentru elemente, începând cu curiu (Z = 96), starea trivalentă devine stabilă, dar aceasta are și caracteristici proprii. Astfel, proprietățile actinidelor diferă semnificativ de proprietățile lantanidelor și, prin urmare, cele două familii nu pot fi considerate similare.
Familia actinidelor se termină cu elementul cu Z = 103 (lawrencium). O evaluare a proprietăților chimice ale kurchatovium (Z = 104) și nilsborium (Z = 105) arată că aceste elemente ar trebui să fie analogi ai hafniului și, respectiv, tantalului. Prin urmare, oamenii de știință cred că, după familia actinidelor din atomi, începe umplerea sistematică a subînvelișului 6d. Natura chimică a elementelor cu Z = 106–110 nu a fost evaluată experimental.
Numărul final de elemente pe care le acoperă tabelul periodic este necunoscut. Problema limitei sale superioare este poate principalul mister al tabelului periodic. Cel mai greu element care a fost descoperit în natură este plutoniul (Z = 94). S-a atins limita fuziunii nucleare artificiale - un element cu număr atomic 110. Întrebarea rămâne deschisă: se vor putea obține elemente cu numere atomice mari, care și câte? La aceasta nu se poate încă răspunde cu certitudine.
Folosind calcule complexe efectuate pe computere electronice, oamenii de știință au încercat să determine structura atomilor și să evalueze cele mai importante proprietăți ale „superelementelor”, până la numere de serie uriașe (Z = 172 și chiar Z = 184). Rezultatele obţinute au fost destul de neaşteptate. De exemplu, într-un atom al unui element cu Z = 121, este de așteptat să apară un electron de 8p; acest lucru se întâmplă după ce formarea subînvelișului 8s s-a încheiat în atomi cu Z = 119 și 120. Dar apariția electronilor p după electronii s se observă numai în atomii elementelor din a doua și a treia perioadă. Calculele arată, de asemenea, că în elementele perioadei a opta ipotetice, umplerea învelișurilor de electroni și a sub-învelișurilor atomilor are loc într-o secvență foarte complexă și unică. Prin urmare, evaluarea proprietăților elementelor corespunzătoare este o problemă foarte dificilă. S-ar părea că a opta perioadă ar trebui să conțină 50 de elemente (Z = 119–168), dar, conform calculelor, ar trebui să se termine la elementul cu Z = 164, adică cu 4 numere de serie mai devreme. Și a noua perioadă „exotică”, se pare, ar trebui să fie formată din 8 elemente. Iată intrarea lui „electronică”: 9s 2 8p 4 9p 2. Cu alte cuvinte, ar conține doar 8 elemente, precum a doua și a treia perioadă.
Este greu de spus cât de adevărate ar fi calculele făcute folosind un computer. Cu toate acestea, dacă ar fi confirmate, atunci ar fi necesar să se reconsidere serios modelele care stau la baza tabelului periodic al elementelor și a structurii sale.
Tabelul periodic a jucat și continuă să joace un rol uriaș în dezvoltarea diferitelor domenii ale științelor naturale. A fost cea mai importantă realizare a științei atomo-moleculare, a contribuit la apariția conceptului modern de „element chimic” și la clarificarea conceptelor despre substanțe și compuși simpli.
Regularitățile relevate de sistemul periodic au avut un impact semnificativ asupra dezvoltării teoriei structurii atomice, descoperirii izotopilor și apariției ideilor despre periodicitatea nucleară. Sistemul periodic este asociat cu o formulare strict științifică a problemei prognozei în chimie. Acest lucru s-a manifestat în predicția existenței și proprietăților elementelor necunoscute și a noilor caracteristici ale comportamentului chimic al elementelor deja descoperite. În prezent, sistemul periodic reprezintă fundamentul chimiei, în primul rând anorganice, ajutând semnificativ la rezolvarea problemei sintezei chimice a substanțelor cu proprietăți prestabilite, dezvoltarea de noi materiale semiconductoare, selectarea catalizatorilor specifici pentru diferite procese chimice etc. Și în final , sistemul periodic stă la baza predării chimiei.
Tabelul periodic al elementelor chimice (tabelul periodic)- clasificarea elementelor chimice, stabilindu-se dependenţa diferitelor proprietăţi ale elementelor de sarcina nucleului atomic. Sistemul este o expresie grafică a legii periodice stabilite de chimistul rus D. I. Mendeleev în 1869. Versiunea sa originală a fost dezvoltată de D.I. Mendeleev în 1869-1871 și a stabilit dependența proprietăților elementelor de greutatea lor atomică (în termeni moderni, de masa atomică). În total, au fost propuse câteva sute de opțiuni pentru reprezentarea sistemului periodic (curbe analitice, tabele, figuri geometrice etc.). ÎN versiune modernă Sistemul presupune reducerea elementelor într-un tabel bidimensional, în care fiecare coloană (grup) definește proprietățile fizice și chimice de bază, iar rândurile reprezintă perioade care sunt într-o anumită măsură similare între ele.
Tabelul periodic al elementelor chimice de D.I. Mendeleev
|
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Descoperirea făcută de chimistul rus Mendeleev a jucat (de departe) cel mai mult rol importantîn dezvoltarea științei și anume în dezvoltarea științei atomo-moleculare. Această descoperire a făcut posibilă obținerea celor mai înțelese și ușor de învățat idei despre simplu și complex compuși chimici. Doar datorită tabelului avem conceptele despre elementele pe care le folosim lumea modernă. În secolul al XX-lea, a apărut rolul predictiv al sistemului periodic în evaluarea proprietăților chimice ale elementelor transuraniu, arătat de creatorul tabelului.
Dezvoltat în secolul al XIX-lea, tabelul periodic al lui Mendeleev în interesul științei chimiei a oferit o sistematizare gata făcută a tipurilor de atomi pentru dezvoltarea FIZICII în secolul al XX-lea (fizica atomului și a nucleului atomic). La începutul secolului al XX-lea, fizicienilor, prin cercetări s-a stabilit că numărul atomic (cunoscut și ca număr atomic) este și o măsură a sarcinii electrice a nucleului atomic al acestui element. Și numărul perioadei (adică seria orizontală) determină numărul de învelișuri de electroni ale atomului. De asemenea, s-a dovedit că numărul rândului vertical al tabelului determină structura cuantică a învelișului exterior al elementului (astfel, elementele din același rând sunt obligate să aibă proprietăți chimice similare).
Descoperirea savantului rus a marcat nouă erăîn istoria științei mondiale, această descoperire nu numai că a făcut posibilă realizarea unui salt uriaș în chimie, dar a fost și neprețuită pentru o serie de alte domenii ale științei. Tabelul periodic a oferit un sistem coerent de informații despre elemente, pe baza acestuia, a devenit posibil să se tragă concluzii științifice și chiar să anticipeze unele descoperiri.
Tabelul periodic Una dintre caracteristicile tabelului periodic este că grupul (coloana din tabel) are expresii mai semnificative ale tendinței periodice decât pentru perioade sau blocuri. În zilele noastre, teoria mecanicii cuantice și a structurii atomice explică esența grupului de elemente prin faptul că au aceleași configurații electronice ale învelișurilor de valență și, ca urmare, elementele care sunt situate în aceeași coloană au caracteristici foarte asemănătoare (identice). a configurației electronice, cu proprietăți chimice similare. Există, de asemenea, o tendință clară pentru o schimbare stabilă a proprietăților pe măsură ce masa atomică crește. Trebuie remarcat faptul că în unele zone ale tabelului periodic (de exemplu, în blocurile D și F), asemănările orizontale sunt mai vizibile decât cele verticale.
Tabelul periodic conține grupuri cărora li se atribuie numere de serie de la 1 la 18 (de la stânga la dreapta), conform sistem international denumirea grupurilor. În trecut, cifrele romane erau folosite pentru a identifica grupuri. În America, a existat o practică de a plasa după cifra romană litera „A” atunci când grupul este situat în blocurile S și P, sau litera „B” pentru grupurile situate în blocul D. Identificatorii utilizați la acel moment sunt la fel ca acesta din urmă numărul indicilor moderni din timpul nostru (de exemplu, numele IVB corespunde elementelor grupului 4 din timpul nostru, iar IVA este al 14-lea grup de elemente). ÎN tari europene La acea vreme, se folosea un sistem similar, dar aici litera „A” se referea la grupuri de până la 10, iar litera „B” - după 10 inclusiv. Dar grupurile 8,9,10 au avut ID VIII, ca un grup triplu. Aceste nume de grup au încetat să mai existe după 1988 sistem nou Notația IUPAC, care este folosită și astăzi.
Multe grupuri au primit denumiri nesistematice de natură pe bază de plante (de exemplu, „metale alcalino-pământoase” sau „halogeni” și alte nume similare). Grupurile de la 3 la 14 nu au primit astfel de nume, din cauza faptului că sunt mai puțin asemănătoare între ele și au mai puțină conformitate cu modelele verticale; de obicei sunt numite fie după număr, fie după numele primului element al grupului (titan). , cobalt etc.).
Elementele chimice aparținând aceleiași grupe a tabelului periodic prezintă anumite tendințe în electronegativitate, rază atomică și energie de ionizare. Într-un grup, de sus în jos, raza atomului crește pe măsură ce nivelurile de energie sunt umplute, electronii de valență ai elementului se îndepărtează de nucleu, în timp ce energia de ionizare scade și legăturile din atom se slăbesc, ceea ce simplifică îndepărtarea electronilor. Electronegativitatea scade și ea, aceasta este o consecință a faptului că distanța dintre nucleu și electronii de valență crește. Dar există și excepții de la aceste tipare, de exemplu, electronegativitatea crește, în loc să scadă, în grupa 11, în direcția de sus în jos. Există o linie în tabelul periodic numită „Perioadă”.
Printre grupuri, există acelea în care direcțiile orizontale sunt mai semnificative (spre deosebire de altele în care direcțiile verticale sunt mai importante), astfel de grupuri includ blocul F, în care lantanidele și actinidele formează două secvențe orizontale importante.
Elementele arată anumite modele în raza atomică, electronegativitate, energia de ionizare și energia afinității electronilor. Datorită faptului că pentru fiecare element următor crește numărul de particule încărcate, iar electronii sunt atrași de nucleu, raza atomică scade de la stânga la dreapta, împreună cu aceasta crește energia de ionizare, iar pe măsură ce legătura dintre atom crește, creste dificultatea de a scoate un electron. Metalele situate în partea stângă a tabelului sunt caracterizate de un indicator de energie de afinitate electronică mai scăzută și, în consecință, în partea dreaptă indicatorul de energie de afinitate electronică este mai mare pentru nemetale (fără numărarea gazelor nobile).
Diferite regiuni ale tabelului periodic, în funcție de învelișul atomului pe care se află ultimul electron și având în vedere importanța învelișului de electroni, sunt de obicei descrise ca blocuri.
Blocul S include primele două grupe de elemente (metale alcaline și alcalino-pământoase, hidrogen și heliu).
Blocul P include ultimele șase grupe, de la 13 la 18 (conform IUPAC, sau după sistemul adoptat în America - de la IIIA la VIIIA), acest bloc include și toți metaloizii.
Bloc - D, grupele 3 până la 12 (IUPAC, sau IIIB până la IIB în american), acest bloc include toate metalele de tranziție.
Blocul - F, este de obicei plasat în afara tabelului periodic și include lantanide și actinide.
Tabelul periodic al elementelor D.I. Mendeleev, natural, care este o expresie tabelară (sau altă expresie grafică). Tabelul periodic al elementelor a fost elaborat de D.I. Mendeleev în 1869-1871.
Istoria tabelului periodic al elementelor.Încercările de sistematizare au fost făcute de diverși oameni de știință din Anglia și SUA încă din anii 30 ai secolului al XIX-lea. Mendeleev - I. Döbereiner, J. Dumas, chimistul francez A. Chancourtois, englez. chimiștii W. Odling, J. Newlands și alții au stabilit existența unor grupuri de elemente cu proprietăți chimice similare, așa-numitele „grupuri naturale” (de exemplu, „triadele” lui Döbereiner). Cu toate acestea, acești oameni de știință nu au mers mai departe decât să stabilească anumite modele în cadrul grupurilor. În 1864, L. Meyer, pe baza datelor, a propus un tabel care arată raportul pentru mai multe grupuri caracteristice de elemente. Meyer nu a făcut mesaje teoretice de pe masa lui.
Prototipul sistemului periodic științific de elemente a fost tabelul „Experiența unui sistem de elemente bazat pe asemănarea lor chimică”, compilat de Mendeleev la 1 martie 1869 ( orez. 1). În următorii doi ani, autorul a îmbunătățit acest tabel, a introdus idei despre grupuri, serii și perioade de elemente; a făcut o încercare de a estima capacitatea perioadelor mici și mari, cuprinzând, în opinia sa, 7 și, respectiv, 17 elemente. În 1870 și-a numit sistemul natural, iar în 1871 - periodic. Chiar și atunci, structura tabelului periodic al elementelor a dobândit contururi în mare măsură moderne ( orez. 2).
Tabelul periodic al elementelor nu a câștigat imediat recunoașterea ca o generalizare științifică fundamentală; situația s-a schimbat semnificativ abia după descoperirea lui Ga, Sc, Ge și stabilirea divalenței lui Be (este pentru o lungă perioadă de timp considerat trivalent). Cu toate acestea, sistemul periodic de elemente a reprezentat în mare măsură o generalizare empirică a faptelor, deoarece sensul fizic al legii periodice era neclar și nu exista o explicație pentru motivele modificării periodice a proprietăților elementelor în funcție de creștere. Prin urmare, până la fundamentarea fizică a legii periodice și dezvoltarea teoriei sistemului periodic de elemente, multe fapte nu au putut fi explicate. Astfel, descoperirea de la sfârșitul secolului al XIX-lea a fost neașteptată. , care părea să nu aibă loc în tabelul periodic al elementelor; această dificultate a fost eliminată datorită includerii elementelor unui grup zero independent (mai târziu subgrup VIIIa) în tabelul periodic. Descoperirea multor „elemente radio” la începutul secolului al XX-lea. a condus la o contradicție între necesitatea plasării lor în tabelul periodic al elementelor și structura acestuia (pentru mai mult de 30 de astfel de elemente au fost 7 locuri „vacante” în perioadele a șasea și a șaptea). Această contradicție a fost depășită ca urmare a descoperirii. În cele din urmă, valoarea () ca parametru care determină proprietățile elementelor și-a pierdut treptat sensul.
Unul dintre principalele motive pentru imposibilitatea explicării semnificației fizice a legii periodice și a sistemului periodic de elemente a fost lipsa unei teorii a structurii (vezi, Fizica atomică). Prin urmare, cea mai importantă piatră de hotar în dezvoltarea sistemului periodic de elemente a fost modelul planetar propus de E. Rutherford (1911). Pe baza ei, omul de știință olandez A. van den Broek a sugerat (1913) că un element din tabelul periodic al elementelor (Z) este numeric egal cu sarcina nucleului (în unități de sarcină elementară). Acest lucru a fost confirmat experimental de G. Moseley (1913-14, vezi legea lui Moseley). Astfel, s-a putut stabili că frecvența modificărilor proprietăților elementelor depinde de , și nu de . Ca urmare, limita inferioară a sistemului periodic de elemente a fost determinată pe baze științifice (ca element cu un minim Z = 1); numărul de elemente între și este estimat cu precizie; S-a stabilit că „golurile” din tabelul periodic al elementelor corespund elementelor necunoscute cu Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87.
Cu toate acestea, întrebarea numărului exact a rămas neclară și (ceea ce este deosebit de important) nu au fost dezvăluite motivele schimbării periodice a proprietăților elementelor în funcție de Z. Aceste motive au fost găsite în timpul dezvoltării ulterioare a teoriei periodicului. sistem de elemente bazat pe concepte cuantice de structură (vezi. În continuare). Fundamentarea fizică a legii periodice și descoperirea fenomenului de izotonie au făcut posibilă definirea științifică a conceptului de „” (“”). Tabelul periodic atașat (vezi bolnav.) conţine sensuri moderne elemente pe scara carbonului în conformitate cu Tabelul Internațional din 1973. Cele mai longevive sunt prezentate între paranteze drepte. În locul celor mai stabile 99 Tc, 226 Ra, 231 Pa și 237 Np, acestea adoptate (1969) de Comisia Internațională privind.
Structura tabelului periodic al elementelor. Tabelul periodic al elementelor modern (1975) acoperă 106; dintre acestea, toate transuraniul (Z = 93-106), precum și elementele cu Z = 43 (Tc), 61 (Pm), 85 (At) și 87 (Fr) au fost obținute artificial. De-a lungul întregii istorii a sistemului periodic de elemente au fost propuse un număr mare (câteva sute) de variante ale reprezentării sale grafice, în principal sub formă de tabele; Imaginile sunt cunoscute și sub formă de diferite figuri geometrice (spațiale și plane), curbe analitice (de exemplu, etc.). Cele mai răspândite sunt trei forme ale tabelului periodic al elementelor: scurt, propus de Mendeleev ( orez. 2) și a primit recunoaștere universală (în formă modernă este dat pe bolnav.); lung ( orez. 3); scară ( orez. 4). Forma lungă a fost dezvoltată și de Mendeleev, iar într-o formă îmbunătățită a fost propusă în 1905 de A. Werner. Forma scării a fost propusă de omul de știință englez T. Bailey (1882), savantul danez J. Thomsen (1895) și îmbunătățită de N. (1921). Fiecare dintre cele trei forme are avantaje și dezavantaje. Principiul fundamental al construirii tabelului periodic al elementelor este împărțirea tuturor în grupuri și perioade. Fiecare grup la rândul său este împărțit în subgrupuri principale (a) și secundare (b). Fiecare subgrup conține elemente care au similare proprietăți chimice. Elementele subgrupurilor a și b din fiecare grup prezintă, de regulă, o anumită asemănare chimică între ele, în principal în cele superioare, care, de regulă, corespund numărului grupului. O perioadă este un set de elemente care începe și se termină (un caz special este prima perioadă); fiecare perioadă conţine strict un anumit număr elemente. Tabelul periodic al elementelor este format din 8 grupe și 7 perioade (a șaptea nu este încă finalizată).
Specificul primei perioade este că conține doar 2 elemente: H și He. Locul lui H în sistem este ambiguu: deoarece prezintă proprietăți comune și cu, este plasat fie în Ia-sau (de preferință) în subgrupul VIIa. - primul reprezentant al subgrupului VIIa (cu toate acestea, pentru o lungă perioadă de timp, Ne și toți au fost combinați într-un grup zero independent).
A doua perioadă (Li - Ne) conține 8 elemente. Începe cu Li, singurul dintre care este egal cu I. Apoi vine Be - , II. Caracterul metalic al următorului element B este slab exprimat (III). C-ul care îl urmează este tipic și poate fi pozitiv sau negativ tetravalent. Următoarele N, O, F și Ne - și numai pentru N cel mai mare V corespunde numărului de grup; numai în cazuri rare arată pozitiv, iar pentru F VI este cunoscut. Perioada se încheie cu Ne.
A treia perioadă (Na - Ar) conține și 8 elemente, a căror natură a modificărilor proprietăților este în mare măsură similară cu cea observată în a doua perioadă. Cu toate acestea, Mg, spre deosebire de Be, este mai metalic, la fel ca Al în comparație cu B, deși Al este inerent. Si, P, S, Cl, Ar sunt tipice, dar toate (cu excepția Ar) prezintă valori mai mari, egale cu numărul grupului. Astfel, în ambele perioade, pe măsură ce Z crește, se observă o slăbire a metalului și o întărire a caracterului nemetalic al elementelor. Mendeleev a numit elementele perioadei a doua și a treia (mici, în terminologia sa) tipice. Este semnificativ faptul că sunt printre cele mai comune în natură, iar C, N și O sunt, alături de H, principalele elemente ale materiei organice (organogeni). Toate elementele primelor trei perioade sunt incluse în subgrupele a.
Conform terminologiei moderne (vezi mai jos), elementele acestor perioade se referă la elementele s (alcaline și alcalino-pământoase), componente ale subgrupurilor Ia și IIa (evidențiate cu roșu pe tabelul de culori) și elementele p ( B - Ne, At - Ar), incluse în subgrupele IIIa - VIIIa (simbolurile acestora sunt evidențiate în portocaliu). Pentru elementele de perioade mici, cu o creștere, se observă mai întâi o scădere, iar apoi, atunci când numărul din învelișul exterior crește deja semnificativ, repulsia lor reciprocă duce la o creștere. Următorul maxim este atins la începutul următoarei perioade pe elementul alcalin. Aproximativ același model este tipic pentru.
A patra perioadă (K - Kr) conține 18 elemente (prima perioadă majoră, după Mendeleev). După K și Ca alcalino-pământos (s-elemente) vine o serie de zece așa-numite (Sc - Zn) sau d-elemente (simbolurile sunt date cu albastru), care sunt incluse în subgrupele celor 6 grupuri corespunzătoare ale tabel periodic al elementelor. Majoritatea (toți) prezintă niveluri mai mari egale cu numărul grupului. Excepție este triada Fe - Co - Ni, unde ultimele două elemente sunt maxim pozitiv trivalente, iar în anumite condiții este cunoscută în VI. Elementele, începând cu Ga și terminând cu Kr (elementele p), aparțin subgrupurilor a, iar natura modificării proprietăților lor este aceeași ca și în intervalele Z corespunzătoare pentru elementele din a doua și a treia perioadă. S-a stabilit că Kr este capabil să se formeze (în principal cu F), dar VIII este necunoscut pentru acesta.
A cincea perioadă (Rb - Xe) este construită în mod similar cu a patra; are și o inserție de 10 (Y - Cd), d-elemente. Caracteristici specifice perioada: 1) în triada Ru - Rh - Pd prezintă doar VIII; 2) toate elementele subgrupurilor a prezintă valori mai mari egale cu numărul grupului, inclusiv Xe; 3) I are proprietăți metalice slabe. Astfel, natura modificării proprietăților pe măsură ce Z crește pentru elementele din perioada a patra și a cincea este mai complexă, deoarece proprietățile metalice sunt păstrate într-un interval mare.
A șasea perioadă (Cs - Rn) include 32 de elemente. Pe lângă 10 elemente d (La, Hf - Hg), conține un set de 14 elemente f, de la Ce la Lu (simboluri negre). Elementele La prin Lu sunt destul de asemănătoare din punct de vedere chimic. În forma scurtă a tabelului periodic, elementele sunt incluse în La (deoarece sunt predominante III) și sunt scrise ca o linie separată în partea de jos a tabelului. Această tehnică este oarecum incomod, deoarece 14 elemente par să fie în afara mesei. Formele lungi și scară ale sistemului periodic de elemente nu au un astfel de dezavantaj, care reflectă bine specificitatea pe fundalul structurii holistice a sistemului periodic de elemente. Caracteristici ale perioadei: 1) în triada Os - Ir - Pt arată doar VIII; 2) At are un caracter metalic mai pronunțat (comparativ cu 1); 3) Rn, aparent (a fost puțin studiat), ar trebui să fie cel mai reactiv dintre .
A șaptea perioadă, începând cu Fr (Z = 87), ar trebui să conțină și 32 de elemente, dintre care 20 sunt cunoscute până acum (până la elementul cu Z = 106). Fr și Ra sunt elemente ale subgrupelor Ia și, respectiv, IIa (elementele s), Ac este un analog al elementelor subgrupului IIIb (elementul d). Următoarele 14 elemente, elemente f (cu Z de la 90 la 103), alcătuiesc familia. În forma scurtă a tabelului periodic al elementelor, ele ocupă Ac și sunt scrise ca o linie separată în partea de jos a tabelului, similar cu, în contrast cu care se caracterizează printr-o diversitate semnificativă. În legătură cu aceasta, din punct de vedere chimic, seria prezintă diferențe vizibile. Studiul naturii chimice a elementelor cu Z = 104 și Z = 105 a arătat că aceste elemente sunt analogi și, respectiv, elemente d, și ar trebui plasate în subgrupurile IVb și Vb. Elementele ulterioare până la Z = 112 trebuie să fie și ele membri ai subgrupurilor b, iar apoi (Z = 113-118) vor apărea elementele p (IIIa - VIlla-subgrupurile).
Teoria tabelului periodic al elementelor. Teoria sistemului periodic de elemente se bazează pe ideea unor modele specifice de construcție a carcasei electronice (straturi, niveluri) și subcochilii (cochilii, subniveluri) pe măsură ce Z crește (vezi, Fizica atomică). Această idee a fost dezvoltată în 1913-21, ținând cont de natura modificării proprietăților în tabelul periodic al elementelor și de rezultatele studiului lor. a dezvăluit trei caracteristici semnificative ale formării configurațiilor electronice: 1) umplerea carcaselor electronice (cu excepția carcaselor corespunzătoare valorilor numărului cuantic principal n = 1 și 2) nu are loc monoton până la capacitatea lor completă, ci este întreruptă. prin apariţia agregatelor legate de scoici cu valori mari n; 2) se repetă periodic tipuri similare de configurații electronice; 3) limitele perioadelor sistemului periodic de elemente (cu excepția primului și a celui de-al doilea) nu coincid cu limitele învelișurilor de electroni succesive.
În notația adoptată în fizica atomica, schema actuală pentru formarea configurațiilor electronice pe măsură ce crește Z poate fi în vedere generala scris astfel:
Liniile verticale separă perioadele din tabelul periodic al elementelor (numerele lor sunt indicate prin numere în partea de sus); Subshell-urile care completează construcția shell-urilor cu un n dat sunt evidențiate cu caractere aldine. Sub denumirile subshell sunt valorile numerelor cuantice principale (n) și orbitale (l), care caracterizează subshell-urile umplute succesiv. În conformitate cu, capacitatea fiecărei învelișuri de electroni este 2n 2, iar capacitatea fiecărei subînvelișuri este 2 (2l + 1). Din diagrama de mai sus se determină ușor capacitățile perioadelor succesive: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32... Fiecare perioadă începe cu un element în care apare cu o nouă valoare n. Astfel, perioadele pot fi caracterizate ca colecții de elemente, începând cu un element cu o valoare n egală cu numărul perioadei și l = 0 (ns 1 -elemente), și terminând cu un element cu același n și l = 1 ( np 6 -elemente); excepția este prima perioadă, care conține doar ls elemente. În acest caz, subgrupurile a includ elemente pentru care n este egal cu numărul perioadei și l = 0 sau 1, adică are loc construcția unei învelișuri de electroni cu un n dat. Subgrupurile b includ elemente în care are loc finalizarea cochiliilor rămase neterminate (în în acest caz, n este mai mic decât numărul perioadei și l = 2 sau 3). Prima - a treia perioadă din tabelul periodic al elementelor conțin doar elemente ale subgrupurilor a.
Schema reală dată pentru formarea configurațiilor electronice nu este perfectă, deoarece, într-un număr de cazuri, granițele clare dintre subshell-urile umplute succesiv sunt încălcate (de exemplu, după umplerea subshell-ului 6s în Cs și Ba, nu un 4f, ci un 5d). apare un electron; există un electron 5d în Gd etc.). Mai mult, circuitul actual original nu a putut fi derivat din niciun concept fizic fundamental; o asemenea concluzie a devenit posibilă datorită aplicării la problema structurii.
Tipuri de configurații ale carcaselor electronice externe (on bolnav. sunt indicate configuraţii) determină principalele caracteristici ale comportării chimice a elementelor. Aceste caracteristici sunt specifice elementelor subgrupurilor a (elementele s și p), subgrupurilor b (elementele d) și familiilor f ( și ). Un caz special este reprezentat de elementele primei perioade (H și He). Atomicitatea chimică ridicată se explică prin ușurința detașării unui singur electron ls, în timp ce configurația (1s 2) este foarte puternică, ceea ce determină inerția sa chimică.
Deoarece învelișurile de electroni exterioare ale elementelor subgrupurilor a sunt umplute (cu n egal cu numărul perioadei), proprietățile elementelor se modifică considerabil pe măsură ce crește Z. Astfel, în a doua perioadă Li (configurația 2s 1) este activ chimic , pierzând ușor valența, a Be (2s 2) - de asemenea, dar mai puțin activ. Caracterul metalic al următorului element B (2s 2 p) este slab exprimat, iar toate elementele ulterioare ale celei de-a doua perioade, în care este construită subînvelișul 2p, sunt mai înguste. Configurația cu opt electroni a învelișului electron exterior Ne (2s 2 p 6) este extrem de puternică, prin urmare - . O natură similară a modificărilor proprietăților este observată în elementele perioadei a treia și în elementele s și p toate perioadele ulterioare, totuși, slăbirea conexiunii dintre exterior și nucleu în subgrupele a pe măsură ce Z crește într-un anumit fel le afectează proprietățile. Astfel, pentru elementele s există o creștere vizibilă a proprietăților chimice, iar pentru elementele p are loc o creștere a proprietăților metalice. În subgrupul VIIIa, stabilitatea configurației ns 2 np 6 este slăbită, drept urmare deja Kr (a patra perioadă) dobândește capacitatea de a intra. Specificul elementelor p din perioadele 4-6 se datorează și faptului că ele sunt separate de elementele s prin seturi de elemente în care are loc construcția învelișurilor de electroni anterioare.
Pentru elementele d tranzitorii ale subgrupurilor b, învelișurile incomplete cu n sunt completate cu unul mai puțin decât numărul perioadei. Configurația învelișurilor lor exterioare, de regulă, este ns 2. Prin urmare, toate elementele d sunt . O structură similară a învelișului exterior al elementelor d în fiecare perioadă duce la faptul că modificarea proprietăților elementelor d pe măsură ce Z crește nu este accentuată și o diferență clară se găsește numai la cele superioare, în care d -elementele prezintă o anumită asemănare cu elementele p ale grupelor corespunzătoare perioadei periodice.sisteme de elemente. Specificul elementelor din subgrupul VIIIb se explică prin faptul că subcoapele lor d sunt aproape de finalizare și, prin urmare, aceste elemente nu sunt înclinate (cu excepția Ru și Os) să prezinte mai mult . Pentru elementele subgrupului Ib (Cu, Ag, Au), subînvelișul d este de fapt complet, dar nu este încă suficient de stabilizat; aceste elemente prezintă și elemente mai mari (până la III în cazul Au).
Semnificația tabelului periodic al elementelor. Tabelul periodic al elementelor a jucat și continuă să joace un rol uriaș în dezvoltarea științelor naturale. A fost cea mai importantă realizare a științei atomo-moleculare, făcând posibilă darea unei definiții moderne a conceptului „” și clarificarea conceptelor de compuși. Modelele relevate de sistemul periodic de elemente au avut un impact semnificativ asupra dezvoltării teoriei structurii și au contribuit la explicarea fenomenului de izotonie. Sistemul periodic de elemente este asociat cu o formulare strict științifică a problemei predicției în , care s-a manifestat atât în predicția existenței elementelor necunoscute și a proprietăților acestora, cât și în predicția noilor caracteristici ale comportamentului chimic deja descoperite. elemente. Tabelul periodic al elementelor este fundația, în primul rând anorganică; ajută semnificativ la rezolvarea problemelor de sinteză cu proprietăți prestabilite, dezvoltarea de noi materiale, în special cele semiconductoare, selecția materialelor specifice diverselor procese chimice etc. Tabelul periodic al elementelor este de asemenea baza stiintifica predare
Lit.: Mendeleev D.I., Drept periodic. Articole de bază, M., 1958; Kedrov B.M., Trei aspecte ale atomismului. Partea 3. Legea lui Mendeleev, M., 1969; Rabinovich E., Tilo E., Tabelul periodic al elementelor. Istorie și teorie, M.-L., 1933; Karapetyants M. Kh., Drakin S. I., Stroenie, M., 1967; Astahov K.V., Starea curenta sistemul periodic al lui D. I. Mendeleev, M., 1969; Kedrov B. M., Trifonov D. N., Legea periodicității și. Descoperiri și cronologie, M., 1969; O sută de ani de lege periodică. Culegere de articole, M., 1969; O sută de ani de lege periodică. Rapoarte la şedinţe plenare, M., 1971; Spronsen J. W. van, Sistemul periodic al elementelor chimice. O istorie a primei sute de ani, Amst.-L.-N.Y., 1969; Klechkovsky V.M., Distribuția atomică și regula umplerii secvențiale a grupurilor (n + l), M., 1968; Trifonov D.N., Despre interpretarea cantitativă a periodicităţii, M., 1971; Nekrasov B.V., Fundamente, vol. 1-2, ed. a III-a, M., 1973; Kedrov B. M., Trifonov D. N., O probleme moderne Sistem periodic, M., 1974.
D. N. Trifonov.
Orez. 1. Tabel „Experiența unui sistem de elemente” bazat pe asemănările lor chimice, întocmit de D. I. Mendeleev la 1 martie 1869.
Orez. 3. Forma lungă a tabelului periodic al elementelor (versiunea modernă).
Orez. 4. Forma de scară a sistemului periodic de elemente (după N., 1921).
Orez. 2. „Sistemul natural de elemente” de D. I. Mendeleev (forma scurtă), publicată în partea a II-a a ediției I a Fundamentelor în 1871.
Tabelul periodic al elementelor de D. I. Mendeleev.
