Periodický zákon Mendělejeva, podstata a historie objevu. Periodický zákon a periodický systém Definice Mendělejevova zákona

První možnost Periodická tabulka prvků byla vydána Dmitrijem Ivanovičem Mendělejevem v roce 1869 a byla nazvána „Zkušenost systému prvků“.

DI. Mendělejev seřadil 63 tehdy známých prvků ve vzestupném pořadí podle jejich atomových hmotností a získal přirozenou řadu chemických prvků, ve kterých objevil periodické opakování chemických vlastností. Tato řada chemických prvků je nyní známá jako periodický zákon (formulace D.I. Mendělejeva):

Vlastnosti jednoduchých těles, jakož i formy a vlastnosti sloučenin prvků jsou v periodické závislosti na velikosti atomových hmotností prvků.

Současné znění zákona zní takto:

Vlastnosti chemických prvků, jednoduchých látek, stejně jako složení a vlastnosti sloučenin jsou v periodické závislosti na hodnotách nábojů jader atomů.

Grafický obrázek periodický zákon je periodická tabulka.

Buňka každého prvku označuje jeho nejdůležitější vlastnosti.

Periodická tabulka obsahuje skupiny a období.

Skupina- sloupec periodického systému, ve kterém jsou umístěny chemické prvky, které mají chemickou podobnost díky shodným elektronovým konfiguracím valenční vrstvy.

Periodický systém D.I. Mendělejev obsahuje osm skupin prvků. Každá skupina se skládá ze dvou podskupin: hlavní (a) a vedlejší (b). Hlavní podskupina obsahuje s- a p- prvky, na straně - d- Prvky.

Názvy skupin:

I-a Alkalické kovy.

II-a Kovy alkalických zemin.

V-a Pniktogeny.

VI-a Chalkogeny.

VII-a Halogeny.

VIII-a Vzácné (inertní) plyny.

Doba je posloupnost prvků zapsaných jako řetězec, uspořádaných v pořadí podle rostoucích nábojů jejich jader. Číslo periody odpovídá počtu elektronických úrovní v atomu.

Období začíná alkalickým kovem (nebo vodíkem) a končí vzácným plynem.

Parametr	Dolů ve skupině	Podle období vpravo
Základní náboj	stoupá	stoupá
Počet valenčních elektronů	Nemění se	stoupá
Počet úrovní energie	stoupá	Nemění se
Poloměr atomu	stoupá	Snižuje se
Elektronegativita	Snižuje se	stoupá
Vlastnosti kovů	přibývají	Pokles
Oxidační stav ve vyšším oxidu	Nemění se	stoupá
Stupeň oxidace ve sloučeninách vodíku (u prvků skupin IV-VII)	Nemění se	stoupá

Moderní periodická tabulka chemických prvků Mendělejeva.

Čtenář zde najde informace o jednom z nejdůležitějších zákonů, které kdy člověk ve vědecké oblasti objevil – o periodickém zákonu Mendělejeva Dmitrije Ivanoviče. Seznámíte se s jeho významem a vlivem na chemii, budou zvažována obecná ustanovení, charakteristika a podrobnosti periodického zákona, historie objevů a hlavní ustanovení.

Co je to periodický zákon

Periodický zákon je přírodní zákon fundamentální povahy, který poprvé objevil D. I. Mendělejev již v roce 1869 a samotný objev byl způsoben srovnáním vlastností některých chemických prvků a tehdy známých hodnot atomové hmotnosti. .

Mendělejev tvrdil, že podle jeho zákona jednoduchá a složitá tělesa a různé sloučeniny prvků závisí na jejich závislosti na periodickém typu a na hmotnosti jejich atomu.

Periodický zákon je jedinečný svého druhu a to díky tomu, že není vyjádřen matematickými rovnicemi, na rozdíl od jiných základních zákonů přírody a vesmíru. Graficky nachází své vyjádření v periodické tabulce chemických prvků.

Historie objevů

K objevu periodického zákona došlo v roce 1869, ale pokusy o systematizaci všech známých x prvků začaly již dávno předtím.

První pokus o vytvoření takového systému učinil I. V. Debereiner v roce 1829. Všechny jemu známé chemické prvky zařadil do triád, vzájemně propojených blízkostí poloviny součtu atomových hmotností zahrnutých do této skupiny tří složek. V návaznosti na Debereinera se pokusil vytvořit unikátní tabulku klasifikace prvků A. de Chancourtua, nazval svůj systém „zemská spirála“ a po něm sestavil oktávu Newlands John Newlands. V roce 1864, téměř současně, William Olding a Lothar Meyer publikovali nezávisle vytvořené tabulky.

Periodický zákon byl předložen vědecké komunitě k přezkoumání 8. března 1869 a stalo se tak během setkání Ruské X-té společnosti. Mendělejev Dmitrij Ivanovič svůj objev přede všemi oznámil a v témže roce vyšla Mendělejevova učebnice „Základy chemie“, kde byla poprvé ukázána jím vytvořená periodická tabulka. O rok později, v roce 1870, napsal článek a předložil jej k posouzení RCS, kde byl poprvé použit koncept periodického zákona. V roce 1871 podal Mendělejev vyčerpávající popis svého výzkumu ve svém slavném článku o periodické platnosti chemických prvků.

Neocenitelný přínos pro rozvoj chemie

Hodnota periodického zákona je pro vědeckou komunitu po celém světě neuvěřitelně velká. Je to dáno tím, že jeho objev dal mocný impuls rozvoji jak chemie, tak dalších přírodních věd, jako je fyzika a biologie. Vztah prvků s jejich kvalitativními chemickými a fyzikálními vlastnostmi byl otevřený, a to také umožnilo pochopit podstatu konstrukce všech prvků podle jednoho principu a dalo vzniknout moderní formulaci pojmů chemických prvků, konkretizovat znalosti o látkách složité a jednoduché struktury.

Použití periodického zákona umožnilo vyřešit problém chemické predikce, určit příčinu chování známých chemických prvků. Atomová fyzika, včetně jaderné energie, byla možná v důsledku stejného zákona. Tyto vědy zase umožnily rozšířit obzory podstaty tohoto zákona a ponořit se do jeho chápání.

Chemické vlastnosti prvků periodického systému

Ve skutečnosti jsou chemické prvky vzájemně propojeny vlastnostmi, které jsou jim vlastní ve stavu jak volného atomu, tak iontu, solvatovaného nebo hydratovaného, ​​v jednoduché látce a ve formě, kterou mohou tvořit jejich četné sloučeniny. X-té vlastnosti však obvykle spočívají ve dvou jevech: vlastnostech charakteristických pro atom ve volném stavu a jednoduché látce. Tento druh vlastností zahrnuje mnoho jejich typů, ale nejdůležitější jsou:

1. Atomová ionizace a její energie, v závislosti na poloze prvku v tabulce, jeho pořadové číslo.
2. Energetický vztah atomu a elektronu, který stejně jako atomová ionizace závisí na umístění prvku v periodické tabulce.
3. Elektronegativita atomu, která nemá konstantní hodnotu, ale může se měnit v závislosti na různých faktorech.
4. Poloměry atomů a iontů - zde se zpravidla používají empirická data, která souvisí s vlnovou povahou elektronů ve stavu pohybu.
5. Atomizace jednoduchých látek - popis schopnosti prvku reaktivity.
6. Oxidační stavy jsou formální charakteristikou, ale objevují se jako jedna z nejdůležitějších charakteristik prvku.
7. Oxidační potenciál pro jednoduché látky je měřením a indikací potenciálu látky působit ve vodných roztocích a také úrovně projevu redoxních vlastností.

Periodicita prvků vnitřního a sekundárního typu

Periodický zákon dává pochopení další důležité složky přírody - vnitřní a sekundární periodicity. Výše zmíněné obory studia atomových vlastností jsou ve skutečnosti mnohem složitější, než by se mohlo zdát. Je to dáno tím, že prvky s, p, d tabulky mění své kvalitativní charakteristiky v závislosti na svém postavení v období (vnitřní periodicita) a skupině (sekundární periodicita). Například vnitřní proces přechodu prvku s z první skupiny do osmé na p-prvek je doprovázen minimálními a maximálními body na energetické křivce ionizovaného atomu. Tento jev ukazuje vnitřní nestálost periodicity změn vlastností atomu podle jeho polohy v periodě.

Výsledek

Nyní má čtenář jasnou představu a definici toho, co je Mendělejevův periodický zákon, uvědomuje si jeho význam pro člověka a vývoj různých věd a má představu o jeho současných ustanoveních a historii objevů.

V době, kdy byl periodický zákon objeven, bylo známo 63 chemických prvků a byly popsány vlastnosti jejich různých sloučenin.

Díla předchůdců D.I. Mendělejev:

1. Berzeliova klasifikace, která ani dnes neztratila na aktuálnosti (kovy, nekovy)

2. Debereinerovy triády (např. lithium, sodík, draslík)

4. Spirálová osa Shankurtur

5. Meyerova křivka

Účast D.I. Mendělejev na Mezinárodním chemickém kongresu v Karlruhe (1860), kde byly založeny myšlenky atomismu a koncept „atomové“ hmotnosti, která je nyní známá jako „relativní atomová hmotnost“.

Osobní vlastnosti velkého ruského vědce D.I. Mendělejev.

Geniální ruský chemik se vyznačoval encyklopedickými znalostmi, svědomitostí chemického experimentu, největší vědeckou intuicí, důvěrou v pravdivost svého postoje, a tudíž neohroženým rizikem při obhajobě této pravdy. DI. Mendělejev byl velkým a úžasným občanem ruské země.

D.I. Mendělejev seřadil všechny jemu známé chemické prvky do dlouhého řetězce ve vzestupném pořadí jejich atomových hmotností a zaznamenal v něm segmenty - období, ve kterých se vlastnosti prvků a jimi tvořených látek měnily podobným způsobem, totiž:

jeden). Kovové vlastnosti se oslabily;

2) Nekovové vlastnosti byly zlepšeny;

3) Stupeň oxidace u vyšších oxidů se zvýšil z +1 na +7(+8);

4) Stupeň oxidace prvků v hydroxidech, pevných solím podobných sloučeninách kovů s vodíkem vzrostl z +1 na +3 a poté v těkavých sloučeninách vodíku z -4 na -1;

5) Oxidy od zásaditých po amfoterní byly nahrazeny kyselými;

6) Hydroxidy od alkálií, přes amfoterní kyseliny byly nahrazeny kyselinami.

Závěrem jeho práce byla první formulace periodického zákona (1. března 1869): vlastnosti chemických prvků a látek jimi tvořených jsou v periodické závislosti na jejich relativních atomových hmotnostech.

Periodický zákon a struktura atomu.

Formulace periodického zákona daného Mendělejevem byla nepřesná a neúplná, protože odrážel stav vědy v době, kdy ještě nebyla známa složitá struktura atomu. Proto moderní znění Periodický zákon zní jinak: vlastnosti chemických prvků a jimi tvořených látek jsou v periodické závislosti na náboji jejich atomových jader.

Periodický systém a struktura atomu.

Periodický systém je grafickým znázorněním periodického zákona.

Každé označení v periodickém systému odráží nějaký rys nebo vzor ve struktuře atomů prvků:

Fyzikální význam čísla prvku, období, skupiny;

Příčiny změn vlastností prvků a látek jimi tvořených horizontálně (v obdobích) a vertikálně (ve skupinách).

Během stejného období se kovové vlastnosti oslabují a nekovové vlastnosti se zvyšují, protože:

1) Náboje atomových jader se zvyšují;

2) Počet elektronů na vnější úrovni se zvyšuje;

3) Počet úrovní energie je konstantní;

4) Poloměr atomu se zmenšuje

V rámci stejné skupiny (v hlavní podskupině) jsou kovové vlastnosti vylepšeny, nekovové vlastnosti jsou oslabeny, protože:

jeden). Náboje atomových jader se zvyšují;

2). Počet elektronů ve vnější hladině je konstantní;

3). Počet úrovní energie se zvyšuje;

čtyři). Poloměr atomu se zvětšuje

V důsledku toho byla dána kauzální formulace periodického zákona: vlastnosti chemických prvků a jimi tvořených látek jsou v periodické závislosti na změnách vnějších elektronických struktur jejich atomů.

Význam periodického zákona a periodického systému:

1. Povoleno stanovit vztah mezi prvky, kombinovat je podle vlastností;

2. Uspořádejte chemické prvky v přirozeném pořadí;

3. Otevřená periodicita, tzn. opakovatelnost obecných vlastností jednotlivých prvků a jejich sloučenin;

4. Opravte a vyjasněte relativní atomové hmotnosti jednotlivých prvků (od 13 do 9 pro berylium);

5. Opravte a vyjasněte oxidační stavy jednotlivých prvků (berylium +3 až +2)

6. Předpovězte a popište vlastnosti, naznačte cestu objevu dosud neobjevených prvků (scandium, gallium, germanium)

Pomocí tabulky porovnáme dvě hlavní teorie chemie.

Filosofické základy komunity	Periodický zákon D. I. Mendělejeva	Teorie organických sloučenin A.M. Butlerov
1. 1. Otevírací doba	1869	1861
II. Předpoklady. 1. Hromadění faktografického materiálu 2. 2. Práce předchůdců 3. Sjezd chemiků v Karlsruhe (1860) 4. Osobní vlastnosti.	V době objevení periodického zákona bylo známo 63 chemických prvků a byly popsány vlastnosti jejich četných sloučenin.	Je známo mnoho desítek a stovek tisíc organických sloučenin, které se skládají pouze z několika prvků: uhlíku, vodíku, kyslíku, méně často dusíku, fosforu a síry.
- J. Berzellius (kovy a nekovy) - I.V. Debereiner (triády) - D.A.R. Newlands (oktávy) - L. Meyer	- J. Berzellius, J. Liebig, J. Dumas (radikální teorie); -J.Dumas, Ch.Gerard, O.Laurent (teorie typu); - J. Berzellius zavedl do praxe pojem "izomerie"; -F.Vehler, N.N. Zinin, M. Berthelot, sám A. Butlerov (syntéza organických látek, kolaps vitalismu); -F.A.Kukule (benzenová struktura)
DI. Mendělejev byl přítomen jako pozorovatel	A. M. Butlerov se nezúčastnil, ale aktivně studoval materiály kongresu. Zúčastnil se však sjezdu lékařů a přírodovědců ve Špýru (1861), kde vypracoval zprávu „O stavbě organických těles“
Oba autoři se od ostatních chemiků odlišovali encyklopedickým charakterem chemických znalostí, schopností analyzovat a zobecňovat fakta, vědeckými prognózami, ruskou mentalitou a ruským vlastenectvím.
III. Role praxe ve vývoji teorie	DI. Mendělejev předpovídá a naznačuje způsoby objevování gallia, skandia a germania, dosud neznámé vědě.	DOPOLEDNE. Butlerov předpovídá a vysvětluje izomerii mnoha organických sloučenin. Sám provádí mnoho syntéz

Tématický kvíz

Periodický zákon a periodický systém prvků D.I. Mendělejev

1. Jak se mění poloměry atomů za periodu:

2. Jak se mění poloměry atomů v hlavních podskupinách:

a) zvýšit b) snížit c) zůstat stejné

3. Jak určit počet energetických hladin v atomu prvku:

a) pořadovým číslem prvku b) číslem skupiny

c) podle čísla řádku d) podle čísla období

4. Jaké je místo chemického prvku v periodickém systému D.I. Mendělejev:

a) počet elektronů ve vnější hladině b) počet neutronů v jádře

c) náboj jádra atomu d) atomová hmotnost

5. Kolik energetických hladin má atom skandia: a) 1 b) 2 c) 3 d) 4

6. Co určuje vlastnosti chemických prvků:

a) hodnota relativní atomové hmotnosti b) počet elektronů na vnější vrstvě

c) náboj jádra atomu d) počet valenčních elektronů

7. Jak se mění chemické vlastnosti prvků v období:

a) kovové jsou zesíleny b) nekovové jsou zesíleny

c) neměnit d) nekovové zeslabovat

8. Označte prvek, který vede dlouhou periodu Periodické tabulky prvků: a) Cu (č. 29) b) Ag (č. 47) c) Rb (č. 37) d) Au (č. 79)

9. Který prvek má nejvýraznější kovové vlastnosti:

a) Hořčík b) Hliník c) Křemík

10. Který prvek má nejvýraznější nekovové vlastnosti:

a) Kyslík b) Síra c) Selen

11. Jaký je hlavní důvod změny vlastností prvků v obdobích:

a) v nárůstu atomových hmotností

b) v postupném zvyšování počtu elektronů na vnější energetické hladině

c) ve zvýšení počtu elektronů v atomu

d) ve zvýšení počtu neutronů v jádře

12. Který prvek vede hlavní podskupinu páté skupiny:

a) vanad b) dusík c) fosfor d) arsen

13. Jaký je počet orbitalů na podúrovni d: a) 1 b) 3 c) 7 d) 5

14. Jaký je rozdíl mezi atomy izotopů jednoho prvku:

a) počet protonů b) počet neutronů c) počet elektronů d) jaderný náboj

15. Co je to orbital:

a) určitá energetická hladina, na které se nachází elektron

b) prostor kolem jádra, kde se nachází elektron

c) prostor kolem jádra, kde je největší pravděpodobnost nalezení elektronu

d) trajektorii, po které se elektron pohybuje

16. Ve kterém orbitalu má elektron největší energii: a) 1s b) 2s c) 3s d) 2p

17. Určete, jaký je prvek 1s 2 2s 2 2p 1: a) č. 1 b) č. 3 c) č. 5 d) č. 7

18. Jaký je počet neutronů v atomu +15 31 P a)31 b)16 c)15 e)46

19. Jaký prvek má strukturu vnější elektronické vrstvy ... 3s 2 p 6:

a) neon b) chlor c) argon d) síra

20. Na základě elektronického vzorce určete, jaké vlastnosti má prvek 1s 2 2 2 2 2p 5:

a) kov b) nekov c) amfoterní prvek d) inertní prvek

21. Kolik chemických prvků v šestém období: a) 8 b) 18 c) 30 d) 32

22. Jaké je hmotnostní číslo dusíku +7 N, který obsahuje 8 neutronů:

a)14 b)15 c)16 d)17

23. Prvek, jehož jádro obsahuje 26 protonů: a) S b) Cu c) Fe d) Ca

: jak obrazně poznamenal slavný ruský chemik N. D. Zelinsky, Periodický zákon byl „objev vzájemného spojení všech atomů ve vesmíru“.

Příběh

Hledání základu přirozené klasifikace a systematizace chemických prvků začalo dlouho před objevem periodického zákona. Potíže, kterým čelili přírodovědci, kteří jako první v této oblasti pracovali, byly způsobeny nedostatkem experimentálních dat: na začátku 19. století byl počet známých chemických prvků malý a akceptované hodnoty atomu hmotnosti mnoha prvků jsou nesprávné.

Döbereinerovy triády a první soustavy prvků

Na počátku 60. let 19. století se objevilo několik děl najednou, která bezprostředně předcházela periodickému zákonu.

Spirála Chancourtois

Oktávy Newlands

Newlands Table (1866)

Krátce po de Chancourtoisově spirále se anglický vědec John Newlands pokusil porovnat chemické vlastnosti prvků s jejich atomovými hmotnostmi. Uspořádáním prvků ve vzestupném pořadí jejich atomových hmotností si Newlands všiml, že mezi každým osmým prvkem existuje podobnost ve vlastnostech. Newlands nazval nalezený vzor zákonem oktáv analogicky se sedmi intervaly hudební stupnice. Ve své tabulce uspořádal chemické prvky do vertikálních skupin po sedmi prvcích a zároveň zjistil, že (s nepatrnou změnou v pořadí některých prvků) se na stejné vodorovné čáře objevují prvky podobné chemickými vlastnostmi.

John Newlands byl samozřejmě první, kdo uvedl řadu prvků uspořádaných v pořadí podle rostoucí atomové hmotnosti, přiřadil odpovídající pořadové číslo chemickým prvkům a všiml si systematického vztahu mezi tímto pořadím a fyzikálně-chemickými vlastnostmi prvků. Napsal, že v takové posloupnosti se opakují vlastnosti prvků, jejichž ekvivalentní váhy (hmotnosti) se liší o 7 jednotek, nebo o hodnotu, která je násobkem 7, tedy jako by vlastnosti opakoval osmý prvek v pořadí. prvního, stejně jako v hudbě se nejprve opakuje osmý tón. Newlands se snažil dát této závislosti, která se vlastně odehrává u světelných prvků, univerzální charakter. V jeho tabulce byly podobné prvky uspořádány do vodorovných řad, ale prvky zcela odlišných vlastností se často ukázaly být ve stejné řadě. Kromě toho byl Newlands nucen umístit dva prvky do některých buněk; konečně stůl neobsahoval prázdná místa; v důsledku toho byl zákon oktáv přijímán extrémně skepticky.

Odlingovy a Meyerovy stoly

Projevy periodického zákona ve vztahu k energii elektronové afinity

Periodicita energií atomové elektronové afinity je přirozeně vysvětlena stejnými faktory, které již byly zaznamenány v diskusi o ionizačních potenciálech (viz definice energie elektronové afinity).

mají nejvyšší afinitu k elektronům p-prvky skupiny VII. Nejnižší elektronová afinita pro atomy s konfigurací s² ( , , ) a s²p 6 ( , ) nebo s polozaplněnými p-orbitaly ( , , ):

Projevy periodického zákona ve vztahu k elektronegativitě

Přísně vzato, prvku nelze přiřadit trvalou elektronegativitu. Elektronegativita atomu závisí na mnoha faktorech, zejména na valenčním stavu atomu, formálním oxidačním stavu, koordinačním čísle, povaze ligandů, které tvoří prostředí atomu v molekulárním systému a dále některé další. V poslední době se k charakterizaci elektronegativity stále častěji používá tzv. orbitální elektronegativita, která závisí na typu atomového orbitalu podílejícího se na tvorbě vazby a na jeho elektronové populaci, tedy na tom, zda je atomový orbital obsazen nesdíleným elektronovým párem. , jednotlivě obsazený nepárovým elektronem, nebo je prázdný. Ale navzdory známým obtížím při interpretaci a určování elektronegativnosti je vždy nutné pro kvalitativní popis a předpověď povahy vazeb v molekulárním systému, včetně energie vazby, distribuce elektronového náboje a stupně iontovosti, silové konstanty. , atd.

Periodicita atomové elektronegativity je důležitou součástí periodického zákona a lze ji snadno vysvětlit na základě neměnné, i když ne zcela jednoznačné závislosti hodnot elektronegativity na odpovídajících hodnotách ionizačních energií a elektronové afinity.

V obdobích je obecný trend rostoucí elektronegativity a v podskupinách - její pokles. Nejmenší elektronegativita je u s-prvků skupiny I, největší je u p-prvků skupiny VII.

Projevy periodického zákona ve vztahu k atomovým a iontovým poloměrům

Rýže. 4 Závislost oběžných poloměrů atomů na atomovém čísle prvku.

Periodický charakter změny velikosti atomů a iontů je již dlouho znám. Potíž zde spočívá ve skutečnosti, že vzhledem k vlnové povaze elektronického pohybu nemají atomy přesně definované velikosti. Protože přímé určení absolutních rozměrů (poloměrů) izolovaných atomů je nemožné, v tomto případě se často používají jejich empirické hodnoty. Získávají se z naměřených mezijaderných vzdáleností v krystalech a volných molekulách, přičemž se každá mezijaderná vzdálenost rozděluje na dvě části a jedna z nich se přirovnává k poloměru prvního (ze dvou spojených odpovídající chemickou vazbou) atomu a druhá k poloměru druhého atomu. Při tomto rozdělení se berou v úvahu různé faktory, včetně povahy chemické vazby, oxidačních stavů dvou vázaných atomů, povahy koordinace každého z nich atd. Tímto způsobem se získávají tzv. kovové, kovalentní, iontové a van der Waalsovy poloměry. Van der Waalsovy poloměry by měly být považovány za poloměry nevázaných atomů; nacházejí se mezijadernými vzdálenostmi v pevném popř kapalné látky, kde jsou atomy ve vzájemné těsné blízkosti (například atomy v pevném argonu nebo atomy ze dvou sousedních molekul N 2 v pevném dusíku), ale nejsou spojeny žádnou chemickou vazbou.

Ale je zřejmé, že nejlepším popisem efektivní velikosti izolovaného atomu je teoreticky vypočítaná poloha (vzdálenost od jádra) hlavního maxima hustoty náboje jeho vnějších elektronů. Jedná se o takzvaný orbitální poloměr atomu. Zcela jasně se projevuje periodicita změny hodnot orbitálních atomových poloměrů v závislosti na atomovém čísle prvku (viz obr. 4) a hlavními body je zde přítomnost velmi výrazných maxim odpovídajících alkalickému kovu. atomy a stejná minima odpovídající vzácným plynům . Pokles hodnot orbitálních atomových poloměrů při přechodu z alkalického kovu na odpovídající (nejbližší) vzácný plyn má, s výjimkou řady -, nemonotonický charakter, zvláště když rodiny přechodných prvků (kovů) a mezi alkalickým kovem a vzácným plynem se objevují lanthanoidy nebo aktinidy. Ve velkých obdobích v rodinách d- a F- prvků, je pozorován méně prudký pokles poloměrů, protože k vyplnění orbitalů elektrony dochází v předchozí vnější vrstvě. V podskupinách prvků se obecně zvětšují poloměry atomů a iontů stejného typu.

Projevy periodického zákona ve vztahu k atomizační energii

Je třeba zdůraznit, že oxidační stav prvku, který je formální charakteristikou, neposkytuje představu ani o efektivních nábojích atomů tohoto prvku ve sloučenině, ani o mocenství atomů, ačkoli oxidační stav je často nazývaná formální valence. Mnoho prvků je schopno vykazovat ne jeden, ale několik různých oxidačních stavů. Například pro chlór jsou známy všechny oxidační stavy od -1 do +7, i když i ty jsou velmi nestabilní, a pro mangan od +2 do +7. Nejvyšší hodnoty oxidačního stavu se periodicky mění v závislosti na atomovém čísle prvku, ale tato periodicita je složitá. V nejjednodušším případě u řady prvků od alkalického kovu po vzácný plyn se nejvyšší oxidační stav zvyšuje z +1 (F) na +8 (O 4). V ostatních případech je nejvyšší stupeň oxidace vzácného plynu nižší (+4 F 4) než u předchozího halogenu (+7 O 4 −). Na křivce periodické závislosti nejvyššího oxidačního stavu na pořadovém čísle prvku tedy připadají maxima buď na vzácný plyn, nebo na halogen před ním (minima jsou vždy na alkalický kov). Výjimkou je řada -, ve které halogen () ani vzácný plyn () nemají vůbec vysoké oxidační stavy a střední člen řady, dusík, má nejvyšší hodnotu nejvyššího oxidačního stavu; proto se v řadě - ukazuje, že změna nejvyššího stupně oxidace prochází maximem. Obecně platí, že nárůst nejvyššího oxidačního stavu v řadě prvků od alkalického kovu k halogenu nebo ke vzácnému plynu není v žádném případě monotónní, zejména kvůli projevu vysokých oxidačních stavů přechodnými kovy. Například zvýšení nejvyššího oxidačního stavu v řadě - z +1 na +8 je "komplikováno" tím, že pro molybden, technecium a ruthenium jsou tak vysoké oxidační stavy jako +6 (O 3), +7 (2 07), + 8(04).

Projevy periodického zákona ve vztahu k oxidačnímu potenciálu

Jednou z velmi důležitých charakteristik jednoduché látky je její oxidační potenciál, který odráží základní schopnost jednoduché látky interagovat s vodnými roztoky a také redoxní vlastnosti, které vykazuje. Periodická je i změna oxidačních potenciálů jednoduchých látek v závislosti na atomovém čísle prvku. Je ale třeba mít na paměti, že oxidační potenciál jednoduché látky ovlivňují různé faktory, které je někdy třeba posuzovat individuálně. Proto by periodicita změny oxidačních potenciálů měla být interpretována velmi opatrně.

/Na + (aq)	/Mg 2+ (vod.)	/Al 3+ (vod.)
2,71 V	2,37 V	1,66V
/K + (aq)	/Ca 2+ (vod.)	/Sc 3+ (vod.)
2,93 V	2,87 V	2,08 V

Určité určité sekvence lze nalézt ve změně oxidačních potenciálů jednoduchých látek. Zejména v řadě kovů, při přechodu z alkalického na prvky, které za ním následují, se oxidační potenciály snižují ( + (aq) atd. - hydratovaný kationt):

To lze snadno vysvětlit zvýšením ionizační energie atomů se zvýšením počtu odstraněných valenčních elektronů. Na křivce závislosti oxidačních potenciálů jednoduchých látek na atomovém čísle prvku jsou proto maxima odpovídající alkalickým kovům. Ale to není jediný důvod změny oxidačních potenciálů jednoduchých látek.

Interní a sekundární periodicita

s- a R-Prvky

Obecné trendy v povaze změny hodnot ionizační energie atomů, energie afinity atomů k elektronu, elektronegativita, atomové a iontové poloměry, atomizační energie jednoduchých látek, stupeň oxidace , výše jsou uvažovány oxidační potenciály jednoduchých látek z atomového čísla prvku. Při hlubším studiu těchto tendencí lze zjistit, že zákonitosti ve změně vlastností prvků v obdobích a skupinách jsou mnohem složitější. V povaze změny vlastností prvků v průběhu období se projevuje vnitřní periodicita a pro skupinu sekundární periodicita (objevena E. V. Bironem v roce 1915).

Takže při přechodu ze s-prvku skupiny I do R-prvek skupiny VIII na křivce ionizační energie atomů a křivce změny jejich poloměrů má vnitřní maxima a minima (viz obr. 1, 2, 4).

To svědčí o vnitřní periodické povaze změny těchto vlastností v průběhu období. Výše uvedené zákonitosti lze vysvětlit pomocí pojmu screening jádra.

Stínící účinek jádra je způsoben elektrony vnitřních vrstev, které stíněním jádra oslabují přitažlivost vnějšího elektronu k němu. Takže při přechodu z berylia 4 na bor 5, navzdory nárůstu jaderného náboje, ionizační energie atomů klesá:

Rýže. 5 Struktura posledních úrovní berylia, 9,32 eV (vlevo) a boru, 8,29 eV (vpravo)

To je způsobeno přitažlivostí k jádru 2p-elektron atomu boru je oslaben v důsledku stínícího efektu 2s-elektrony.

Je zřejmé, že stínění jádra se zvyšuje s nárůstem počtu vnitřních elektronových vrstev. Proto v podskupinách s- a R-prvků, je tendence k poklesu ionizační energie atomů (viz obr. 1).

Pokles ionizační energie z dusíku 7 N na kyslík 8 O (viz obr. 1) se vysvětluje vzájemným odpuzováním dvou elektronů stejného orbitalu:

Rýže. 6 Schéma struktury posledních hladin dusíku, 14,53 eV (vlevo) a kyslíku, 13,62 eV (vpravo)

Vliv stínění a vzájemného odpuzování elektronů jednoho orbitalu také vysvětluje vnitřní periodický charakter změny periody atomových poloměrů (viz obr. 4).

Rýže. 7 Sekundární periodická závislost atomových poloměrů vnějších p-orbitalů na atomovém čísle

Rýže. 8 Sekundární periodická závislost první ionizační energie atomů na atomovém čísle

Rýže. 9 Radiální rozložení elektronové hustoty v atomu sodíku

V charakteru majetkových změn s- a R-prvky v podskupinách, je zřetelně pozorována sekundární periodicita (obr. 7). K vysvětlení se používá myšlenka pronikání elektronů do jádra. Jak je znázorněno na obrázku 9, elektron v jakémkoli orbitalu se po určitou dobu nachází v oblasti blízko jádra. Jinými slovy, vnější elektrony pronikají do jádra vrstvami vnitřních elektronů. Jak je vidět na obrázku 9, externí 3 s-elektron atomu sodíku má velmi významnou pravděpodobnost, že bude v blízkosti jádra v oblasti vnitřní Na- a L- elektronické vrstvy.

Koncentrace elektronové hustoty (stupeň průniku elektronů) při stejném hlavním kvantovém čísle je nejvyšší pro s-elektron, méně - pro R-elektron, ještě méně - pro d-elektron atd. Například při n = 3 klesá stupeň průniku v posloupnosti 3 s>3p>3d(viz obr. 10).

Rýže. 10 Radiální rozložení pravděpodobnosti nalezení elektronu (elektronová hustota) na dálku r z jádra

Je zřejmé, že penetrační efekt zvyšuje pevnost vazby mezi vnějšími elektrony a jádrem. Kvůli hlubší penetraci s-elektrony stíní jádro ve větší míře než R-elektrony, a ty jsou silnější než d- elektrony atd.

Pomocí myšlenky pronikání elektronů do jádra zvažte povahu změny poloměru atomů prvků v podskupině uhlíku. V řadě - - - - je obecná tendence ke zvětšení poloměru atomu (viz obr. 4, 7). Tento nárůst však není monotónní. Při přechodu ze Si na Ge vnější R- elektrony procházejí sítem deseti 3 d-elektrony a tím posílit vazbu s jádrem a stlačit elektronový obal atomu. Snížení velikosti 6 p-orbitaly Pb ve srovnání s 5 R-orbitální Sn v důsledku průniku 6 p-elektrony pod dvojitým stíněním deset 5 d-elektrony a čtrnáct 4 F-elektrony. To také vysvětluje nemonotonitu ve změně ionizační energie atomů v řadě C-Pb a její větší hodnotu pro Pb ve srovnání s atomem Sn (viz obr. 1).

d-Prvky

Ve vnější vrstvě atomů d-prvky (kromě ) mají 1-2 elektrony ( ns-stav). Zbývající valenční elektrony se nacházejí v (n-1) d-stav, tedy v preexterní vrstvě.

Podobná struktura elektronových obalů atomů určuje některé obecné vlastnosti d-Prvky . Jejich atomy se tedy vyznačují relativně nízkými hodnotami první ionizační energie. Jak je vidět na obrázku 1, povaha změny ionizační energie atomů během období v řadě d-prvky jsou hladší než v řadě s- a p-Prvky. Při přesunu z d-prvek skupiny III do d-prvek skupiny II, hodnoty ionizační energie se mění nemonotonicky. V řezu křivkou (obr. 1) jsou tedy viditelné dvě oblasti, odpovídající ionizační energii atomů, ve kterých 3 d Orbitaly po jednom a dvou elektronech. Náplň 3 d-orbitaly o jeden elektron končí na (3d 5 4s 2), což je zaznamenáno určitým zvýšením relativní stability konfigurace 4s 2 v důsledku pronikání elektronů 4s 2 pod stínítko konfigurace 3d 5. Nejvyšší hodnotu ionizační energie má (3d 10 4s 2), což je v souladu s úplným dokončením Z d-podvrstva a stabilizace elektronového páru díky průniku pod stínítko 3 d 10 - konfigurace.

V podskupinách d-prvky, hodnoty ionizační energie atomů se obecně zvyšují. To lze vysvětlit účinkem pronikání elektronů do jádra. Takže pokud u d-prvky 4. období vnější 4 s-elektrony pronikají obrazovkou 3 d-elektrony, pak prvky 6. periody mají vnější 6 s-elektrony pronikají již pod dvojitou clonou 5 d- a 4 F-elektrony. Například:

22 Ti …3d 2 4s 2	I = 6,82 eV
40 Zr …3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2	I = 6,84 eV
72 Hf… 4d 10 4f 14 5s 2 5p 6 5d 2 6s 2	I = 7,5 eV

Proto, d-prvky 6. období vnější b s-elektrony jsou pevněji vázány k jádru, a proto je ionizační energie atomů větší než energie atomů d-prvky 4. období.

Velikosti atomů d-prvky jsou mezi velikostmi atomů s- a p prvky tohoto období. Změna poloměrů jejich atomů za období je hladší než u s- a p-Prvky.

V podskupinách d-prvků se poloměry atomů obecně zvětšují. Je důležité poznamenat následující rys: nárůst atomových a iontových poloměrů v podskupinách d-prvků odpovídá především přechod od prvku 4. k prvku 5. období. Odpovídající atomové poloměry d-prvky 5. a 6. periody této podskupiny jsou přibližně stejné. To je vysvětleno skutečností, že nárůst poloměrů v důsledku nárůstu počtu elektronových vrstev během přechodu z 5. na 6. periodu je kompenzován F- komprese způsobená plněním elektrony 4 F-podvrstva y F-prvky 6. období. V tomto případě F- se nazývá komprese lanthanoid. S podobnými elektronickými konfiguracemi vnějších vrstev a přibližně stejnými velikostmi atomů a iontů pro d-prvky 5. a 6. období této podskupiny se vyznačují zvláštní podobností vlastností.

Prvky podskupiny scandium se neřídí uvedenými zákonitostmi. Pro tuto podskupinu jsou typické vzory charakteristické pro sousední podskupiny. s-Prvky.

Periodický zákon - základ chemické systematiky

viz také

Poznámky

Literatura

1. Achmetov N.S. Aktuální otázky kurzu anorganické chemie. - M.: Osvícení, 1991. - 224 s - ISBN 5-09-002630-0
2. Korolkov D.V. Základy anorganické chemie. - M.: Osvícení, 1982. - 271 s.
3. Mendělejev D.I. Základy chemie, díl 2. M.: Goshimizdat, 1947. 389 s.
4. Mendělejev D.I.// Encyklopedický slovník Brockhause a Efrona: V 86 svazcích (82 svazcích a 4 dodatečné). - Petrohrad. , 1890-1907.

V roce 1871 byl formulován Mendělejevův periodický zákon. Do této doby bylo vědě známo 63 prvků a Dmitri Ivanovič Mendělejev je seřadil na základě relativní atomové hmotnosti. Moderní periodická tabulka se výrazně rozšířila.

Příběh

V roce 1869, když pracoval na učebnici chemie, Dmitri Mendělejev čelil problému systematizace materiálu nashromážděného po mnoho let různými vědci - jeho předchůdci a současníky. Ještě před prací Mendělejeva byly učiněny pokusy o systematizaci prvků, které sloužily jako předpoklady pro rozvoj periodického systému.

Rýže. 1. D. I. Mendělejev.

Vyhledávání klasifikace prvků je stručně popsáno v tabulce.

Mendělejev seřadil prvky podle jejich relativní atomové hmotnosti a seřadil je vzestupně. Celkem je zde devatenáct horizontálních a šest vertikálních řad. Jednalo se o první vydání periodické tabulky prvků. Toto je začátek historie objevu periodického zákona.

Vytvořit nový, dokonalejší stůl trvalo vědci téměř tři roky. Šest sloupců prvků se stalo horizontálními periodami, z nichž každá začíná alkalickým kovem a končí nekovem (inertní plyny ještě nebyly známy). Horizontální řady tvořily osm vertikálních skupin.

Na rozdíl od svých kolegů Mendělejev použil dvě kritéria pro distribuci prvků:

• atomová hmotnost;
• Chemické vlastnosti.

Ukázalo se, že mezi těmito dvěma kritérii existuje určitý vzorec. Po určitém počtu prvků s rostoucí atomovou hmotností se vlastnosti začnou opakovat.

Rýže. 2. Tabulka sestavená Mendělejevem.

Zpočátku nebyla teorie vyjádřena matematicky a nemohla být experimentálně plně potvrzena. Fyzikální význam zákona se ukázal až po vytvoření modelu atomu. Jde o to, aby se opakovala struktura elektronových obalů s konzistentním nárůstem nábojů jader, což se odráží v chemických a fyzikálních vlastnostech prvků.

Zákon

Po stanovení periodicity změn vlastností s nárůstem atomové hmotnosti Mendělejev v roce 1871 formuloval periodický zákon, který se stal základním v chemické vědě.

Dmitrij Ivanovič určil, že vlastnosti jednoduchých látek jsou v periodické závislosti na relativních atomových hmotnostech.

Věda 19. století neměla moderní poznatky o živlech, proto se moderní formulace zákona poněkud liší od Mendělejevovy. Podstata však zůstává stejná.

S dalším rozvojem vědy byla studována struktura atomu, což ovlivnilo formulaci periodického zákona. Podle moderního periodického zákona závisí vlastnosti chemických prvků na nábojích atomových jader.

Stůl

Od dob Mendělejeva se jím vytvořená tabulka výrazně změnila a začala odrážet téměř všechny funkce a vlastnosti prvků. Schopnost používat tabulku je nezbytná pro další studium chemie. Moderní stůl je prezentován ve třech podobách:

• krátký - periody zabírají dvě čáry a vodík je často označován jako 7. skupina;
• dlouho - izotopy a radioaktivní prvky jsou vyjmuty ze stolu;
• extra dlouhé - každé období zabírá samostatný řádek.

Rýže. 3. Dlouhý moderní stůl.

Krátká tabulka je nejstarší verzí, která byla zrušena v roce 1989, ale stále se používá v mnoha učebnicích. Dlouhé a extra dlouhé formy jsou uznávány mezinárodním společenstvím a používají se po celém světě. Navzdory zavedeným formám vědci pokračují ve zdokonalování periodického systému a nabízejí nejnovější možnosti.

co jsme se naučili?

Periodický zákon a periodický systém Mendělejeva byly formulovány v roce 1871. Mendělejev identifikoval vzory ve vlastnostech prvků a uspořádal je na základě relativní atomové hmotnosti. Jak se hmotnost zvětšovala, vlastnosti prvků se měnily a pak se opakovaly. Následně byla tabulka doplněna a zákon upraven v souladu s moderními poznatky.

Tématický kvíz

Vyhodnocení zprávy

Průměrné hodnocení: 4.6. Celkem obdržených hodnocení: 135.