Den periodiska lagen om Mendeleev, kärnan och historien om upptäckten. Periodisk lag och periodiskt system Mendeleevs lagdefinition
Första alternativet Periodiska systemet för grundämnen publicerades av Dmitri Ivanovich Mendeleev 1869 och kallades "The Experience of a System of Elements".
DI. Mendeleev ordnade de 63 grundämnen som var kända vid den tiden i stigande ordning efter deras atommassor och erhöll en naturlig serie kemiska grundämnen, där han upptäckte det periodiska återkommande av kemiska egenskaper. Denna serie av kemiska grundämnen är nu känd som den periodiska lagen (D.I. Mendeleevs formulering):
Egenskaperna hos enkla kroppar, liksom formerna och egenskaperna hos sammansättningar av element, är i ett periodiskt beroende av storleken på grundämnenas atomvikter.
Lagens nuvarande lydelse lyder som följer:
Egenskaperna hos kemiska element, enkla ämnen, såväl som sammansättningen och egenskaperna hos föreningar är i ett periodiskt beroende av värdena på laddningarna i atomkärnorna.
Grafisk bild periodisk lagär det periodiska systemet.
Cellen för varje element indikerar dess viktigaste egenskaper.
Periodiska systemet innehåller grupper och perioder.
Grupp- en kolumn i det periodiska systemet där kemiska grundämnen finns som har kemisk likhet på grund av identiska elektroniska konfigurationer av valensskiktet.
Periodiska system för D.I. Mendeleev innehåller åtta grupper av element. Varje grupp består av två undergrupper: huvud (a) och sekundärt (b). Huvudundergruppen innehåller s- och p- element, i sidan - d- element.
Gruppnamn:
I-a Alkalimetaller.
II-a Alkaliska jordartsmetaller.
V-a Pnictogens.
VI-a Kalkogener.
VII-a Halogener.
VIII-a Ädel (inerta) gaser.
Periodär en sekvens av element skrivna som en sträng, arrangerade i ordning efter ökande laddningar av deras kärnor. Periodnumret motsvarar antalet elektroniska nivåer i atomen.
Perioden börjar med en alkalimetall (eller väte) och slutar med en ädelgas.
|
Parameter |
Ned i gruppen |
Efter punkt till höger |
|
Kärnladdning |
ökar |
ökar |
|
Antal valenselektroner |
Ändras inte |
ökar |
|
Antal energinivåer |
ökar |
Ändras inte |
|
Atomradie |
ökar |
Minskar |
|
Elektronnegativitet |
Minskar |
ökar |
|
Metallegenskaper |
ökar |
Minska |
|
Oxidationstillstånd i högre oxid |
Ändras inte |
ökar |
|
Graden av oxidation i väteföreningar (för grundämnen i grupp IV-VII) |
Ändras inte |
ökar |
Moderna periodiska systemet för kemiska element i Mendeleev.
Här hittar läsaren information om en av de viktigaste lagarna som någonsin upptäckts av människan inom det vetenskapliga området - Mendeleev Dmitry Ivanovichs periodiska lag. Du kommer att bekanta dig med dess betydelse och inflytande på kemi, de allmänna bestämmelserna, egenskaperna och detaljerna i den periodiska lagen, upptäcktens historia och de viktigaste bestämmelserna kommer att beaktas.
Vad är den periodiska lagen
Den periodiska lagen är en naturlag av grundläggande natur, som först upptäcktes av D. I. Mendeleev redan 1869, och själva upptäckten berodde på en jämförelse av egenskaperna hos vissa kemiska grundämnen och atommassavärdena som var kända vid den tiden .
Mendeleev hävdade att, enligt hans lag, beror enkla och komplexa kroppar och olika sammansättningar av element på deras beroende av den periodiska typen och på vikten av deras atom.
Den periodiska lagen är unik i sitt slag och detta beror på att den inte uttrycks av matematiska ekvationer, till skillnad från andra grundläggande naturlagar och universum. Grafiskt finner det sitt uttryck i det periodiska systemet för kemiska grundämnen.
Upptäcktshistoria
Upptäckten av den periodiska lagen ägde rum 1869, men försöken att systematisera alla kända x-element började långt innan dess.
Det första försöket att skapa ett sådant system gjordes av I. V. Debereiner 1829. Han klassificerade alla de kemiska grundämnen som han kände till i triader, sammankopplade genom närheten av hälften av summan av atommassorna som ingår i denna grupp av tre komponenter. Efter Debereiner gjordes ett försök att skapa en unik tabell för klassificering av elementen av A. de Chancourtua, han kallade sitt system för "jordspiralen", och efter honom sammanställdes Newlands-oktaven av John Newlands. År 1864, nästan samtidigt, publicerade William Olding och Lothar Meyer oberoende skapade tabeller.
Den periodiska lagen presenterades för vetenskapssamfundet för granskning den 8 mars 1869, och detta hände under ett möte med det ryska X-th Society. Mendeleev Dmitry Ivanovich tillkännagav sin upptäckt inför alla och samma år publicerades Mendeleevs lärobok "Fundamentals of Chemistry", där det periodiska systemet skapat av honom visades för första gången. Ett år senare, 1870, skrev han en artikel och lämnade in den för granskning till RCS, där begreppet periodisk lag först användes. År 1871 gav Mendeleev en uttömmande beskrivning av sin forskning i sin berömda artikel om kemiska grundämnens periodiska giltighet.
Ett ovärderligt bidrag till utvecklingen av kemin
Värdet av den periodiska lagen är otroligt stort för det vetenskapliga samfundet runt om i världen. Detta beror på det faktum att dess upptäckt gav en kraftfull impuls till utvecklingen av både kemi och andra naturvetenskaper, såsom fysik och biologi. Förhållandet mellan grundämnen och deras kvalitativa kemiska och fysikaliska egenskaper var öppet, och detta gjorde det också möjligt att förstå essensen av konstruktionen av alla grundämnen enligt en princip och gav upphov till den moderna formuleringen av begreppen kemiska grundämnen, att konkretisera kunskap om ämnen med komplex och enkel struktur.
Användningen av den periodiska lagen gjorde det möjligt att lösa problemet med kemisk förutsägelse, för att bestämma orsaken till beteendet hos kända kemiska element. Atomfysik, inklusive kärnenergi, blev möjlig som ett resultat av samma lag. I sin tur gjorde dessa vetenskaper det möjligt att vidga horisonterna för denna lags väsen och fördjupa sig i dess förståelse.
Kemiska egenskaper hos elementen i det periodiska systemet
Faktum är att de kemiska elementen är sammankopplade av de egenskaper som är inneboende i dem i tillståndet av både en fri atom och en jon, solvatiserad eller hydratiserad, i en enkel substans och i den form som deras många föreningar kan bilda. Men x-te egenskaper består vanligtvis av två fenomen: egenskaper som är karakteristiska för en atom i fritt tillstånd, och en enkel substans. Denna typ av egenskaper inkluderar många av deras typer, men de viktigaste är:
- Atomisk jonisering och dess energi, beroende på elementets position i tabellen, dess ordningsnummer.
- Atomens och elektronens energiförhållande, som liksom atomjonisering beror på grundämnets placering i det periodiska systemet.
- Elektronegativiteten hos en atom, som inte har ett konstant värde, men kan förändras beroende på olika faktorer.
- Radierna för atomer och joner - här används som regel empiriska data, som är förknippade med vågnaturen hos elektroner i ett rörelsetillstånd.
- Atomisering av enkla ämnen - en beskrivning av ett elements förmåga till reaktivitet.
- Oxidationstillstånden är en formell egenskap, men de framstår som en av de viktigaste egenskaperna hos ett grundämne.
- Oxidationspotentialen för enkla ämnen är ett mått och en indikation på ett ämnes potential att verka i vattenlösningar, såväl som graden av manifestation av redoxegenskaper.
Periodicitet av element av intern och sekundär typ
Den periodiska lagen ger en förståelse för en annan viktig komponent i naturen - intern och sekundär periodicitet. De ovannämnda studieområdena för atomegenskaper är i själva verket mycket mer komplexa än man kan tro. Detta beror på det faktum att elementen s, p, d i tabellen ändrar sina kvalitativa egenskaper beroende på deras position i perioden (intern periodicitet) och grupp (sekundär periodicitet). Till exempel åtföljs den interna processen för övergången av elementet s från den första gruppen till den åttonde till p-elementet av minimum- och maximumpunkter på energikurvan för den joniserade atomen. Detta fenomen visar den inre inkonstansen i periodiciteten av förändringar i egenskaperna hos en atom enligt dess position under perioden.
Resultat
Nu har läsaren en klar förståelse och definition av vad Mendeleevs periodiska lag är, inser dess betydelse för människan och utvecklingen av olika vetenskaper, och har en uppfattning om dess nuvarande bestämmelser och upptäcktens historia.
När den periodiska lagen upptäcktes var 63 kemiska grundämnen kända och egenskaperna hos deras olika föreningar beskrevs.
Verken av föregångarna till D.I. Mendeleev:
1. Berzelius-klassificeringen, som inte har förlorat sin relevans än idag (metaller, icke-metaller)
2. Debereinertriader (t.ex. litium, natrium, kalium)
4. Spiralaxel Shankurtur
5. Meyer-kurva
Medverkan av D.I. Mendeleev vid den internationella kemiska kongressen i Karlruhe (1860), där idéerna om atomism och begreppet "atomvikt", som nu är känt som "relativ atommassa", etablerades.
Personliga egenskaper hos den store ryska vetenskapsmannen D.I. Mendelejev.
Den geniale ryske kemisten utmärktes av encyklopediska kunskaper, det kemiska experimentets noggrannhet, den största vetenskapliga intuitionen, förtroendet för sanningen i sin ståndpunkt och därav den orädda risken med att försvara denna sanning. DI. Mendeleev var en stor och underbar medborgare i det ryska landet.
D.I. Mendeleev ordnade alla de kemiska grundämnen som han kände till i en lång kedja i stigande ordning efter deras atomvikter och noterade segment i den - perioder då egenskaperna hos elementen och de ämnen som bildas av dem förändrades på liknande sätt, nämligen:
ett). De metalliska egenskaperna försvagades;
2) Icke-metalliska egenskaper förbättrades;
3) Oxidationsgraden i högre oxider ökade från +1 till +7(+8);
4) Graden av oxidation av grundämnen i hydroxider, fasta saltliknande föreningar av metaller med väte ökade från +1 till +3, och sedan i flyktiga väteföreningar från -4 till -1;
5) Oxider från basiska till amfotera ersattes med sura;
6) Hydroxider från alkalier, genom amfotera syror ersattes med syror.
Slutsatsen av hans arbete var den första formuleringen av den periodiska lagen (1 mars 1869): egenskaperna hos kemiska grundämnen och de ämnen som bildas av dem är i ett periodiskt beroende av deras relativa atommassa.
Periodisk lag och atomens struktur.
Formuleringen av den periodiska lagen som gavs av Mendeleev var felaktig och ofullständig, eftersom den återspeglade vetenskapens tillstånd vid en tidpunkt då atomens komplexa struktur ännu inte var känd. Det är därför modern formulering Den periodiska lagen låter annorlunda: egenskaperna hos kemiska grundämnen och de ämnen som bildas av dem är i ett periodiskt beroende av laddningen av deras atomkärnor.
Periodiska system och atomens struktur.
Det periodiska systemet är en grafisk representation av den periodiska lagen.
Varje beteckning i det periodiska systemet återspeglar något särdrag eller mönster i strukturen av elementens atomer:
Den fysiska betydelsen av numret på elementet, perioden, gruppen;
Orsaker till förändringar i egenskaperna hos element och ämnen som bildas av dem horisontellt (i perioder) och vertikalt (i grupper).
Inom samma period försvagas metalliska egenskaper och icke-metalliska egenskaper ökar, eftersom:
1) Laddningarna av atomkärnor ökar;
2) Antalet elektroner på den yttre nivån ökar;
3) Antalet energinivåer är konstant;
4) Atomens radie minskar
Inom samma grupp (i huvudundergruppen) förbättras metalliska egenskaper, icke-metalliska egenskaper försvagas, eftersom:
ett). Laddningarna av atomkärnor ökar;
2). Antalet elektroner i den yttre nivån är konstant;
3). Antalet energinivåer ökar;
fyra). Atomens radie ökar
Som ett resultat av detta gavs en orsaksformulering av den periodiska lagen: egenskaperna hos kemiska element och de ämnen som bildas av dem är i ett periodiskt beroende av förändringar i de externa elektroniska strukturerna hos deras atomer.
Innebörden av den periodiska lagen och det periodiska systemet:
1. Tillåts fastställa förhållandet mellan elementen, kombinera dem med egenskaper;
2. Ordna de kemiska elementen i en naturlig sekvens;
3. Öppen periodicitet, d.v.s. repeterbarhet av de allmänna egenskaperna hos enskilda element och deras föreningar;
4. Korrigera och klargör de relativa atommassorna för enskilda grundämnen (från 13 till 9 för beryllium);
5. Korrigera och klargör oxidationstillstånden för enskilda grundämnen (beryllium +3 till +2)
6. Förutsäg och beskriv egenskaper, indikera upptäcktsvägen för ännu oupptäckta grundämnen (skandium, gallium, germanium)
Med hjälp av tabellen jämför vi de två ledande teorierna inom kemi.
| Filosofiska grunder för gemenskap | Periodisk lag för D.I. Mendeleev | Teori om organiska föreningar A.M. Butlerov | |
| 1. 1. Öppettid | 1869 | 1861 | |
| II. Förutsättningar. 1. Ansamling av faktamaterial 2. 2. Föregångares arbete 3. Kemistkongress i Karlsruhe (1860) 4. Personliga egenskaper. | När den periodiska lagen upptäcktes var 63 kemiska grundämnen kända och egenskaperna hos deras många föreningar beskrevs. | Många tiotals och hundratusentals organiska föreningar är kända, som bara består av ett fåtal grundämnen: kol, väte, syre, mer sällan kväve, fosfor och svavel. | |
| - J. Berzellius (metaller och icke-metaller) - I.V. Debereiner (triader) - D.A.R. Newlands (oktaver) - L. Meyer | - J. Berzellius, J. Liebig, J. Dumas (radikal teori); -J.Dumas, Ch.Gerard, O.Laurent (typteori); - J. Berzellius introducerade termen "isomerism" i praktiken; -F.Vehler, N.N. Zinin, M. Berthelot, A. Butlerov själv (syntes av organiska ämnen, vitalismens kollaps); -F.A.Kukule (bensenstruktur) | ||
| DI. Mendeleev var närvarande som observatör | A. M. Butlerov deltog inte, men studerade aktivt kongressens material. Han deltog dock i läkar- och naturforskarkongressen i Speyer (1861), där han gjorde en rapport "Om organiska kroppars struktur" | ||
| Båda författarna skiljde sig från andra kemister genom den encyklopediska karaktären hos kemisk kunskap, förmågan att analysera och generalisera fakta, vetenskapliga prognoser, den ryska mentaliteten och rysk patriotism. | |||
| III. Praktikens roll i teoriutvecklingen | DI. Mendeleev förutspår och indikerar sätten att upptäcka gallium, scandium och germanium, fortfarande okända för vetenskapen. | A.M. Butlerov förutsäger och förklarar isomerismen hos många organiska föreningar. Själv utför han många synteser | |
Ämnesquiz
Periodisk lag och periodiskt system av element D.I. Mendelejev
1. Hur förändras atomernas radier under en period:
2. Hur förändras atomernas radier i huvudundergrupperna:
a) öka b) minska c) förbli oförändrad
3. Hur man bestämmer antalet energinivåer i en atom av ett grundämne:
a) av elementets serienummer b) med gruppnumret
c) efter radnummer d) efter periodnummer
4. Hur är platsen för ett kemiskt element i det periodiska systemet av D.I. Mendeleev:
a) antalet elektroner i den yttre nivån b) antalet neutroner i kärnan
c) laddningen av en atoms kärna d) atommassan
5. Hur många energinivåer har en skandiumatom: a) 1 b) 2 c) 3 d) 4
6. Vad bestämmer egenskaperna hos kemiska grundämnen:
a) värdet av den relativa atommassan b) antalet elektroner på det yttre lagret
c) laddningen av en atoms kärna d) antalet valenselektroner
7. Hur förändras grundämnenas kemiska egenskaper under en period:
a) metalliska är förstärkta b) icke-metalliska är förstärkta
c) ändras inte d) icke-metalliskt försvagas
8. Ange grundämnet som leder den långa perioden av det periodiska systemet: a) Cu (nr 29) b) Ag (nr 47) c) Rb (nr 37) d) Au (nr 79)
9. Vilket grundämne har de mest uttalade metalliska egenskaperna:
a) Magnesium b) Aluminium c) Kisel
10. Vilket grundämne har de mest uttalade icke-metalliska egenskaperna:
a) Syre b) Svavel c) Selen
11. Vad är huvudskälet till att ändra egenskaperna hos element i perioder:
a) i en ökning av atommassorna
b) i en gradvis ökning av antalet elektroner i den externa energinivån
c) i en ökning av antalet elektroner i en atom
d) i en ökning av antalet neutroner i kärnan
12. Vilket element är huvudundergruppen i den femte gruppen:
a) vanadin b) kväve c) fosfor d) arsenik
13. Vad är antalet orbitaler på d-undernivån: a) 1 b) 3 c) 7 d) 5
14. Vad är skillnaden mellan atomer av isotoper av ett element:
a) antal protoner b) antal neutroner c) antal elektroner d) kärnladdning
15. Vad är en orbital:
a) en viss energinivå där en elektron befinner sig
b) utrymmet runt kärnan där elektronen finns
c) utrymmet runt kärnan, där sannolikheten att hitta en elektron är störst
d) den bana längs vilken elektronen rör sig
16. I vilken orbital har elektronen högst energi: a) 1s b) 2s c) 3s d) 2p
17. Bestäm vilket element 1s 2 2s 2 2p 1 är: a) Nr 1 b) Nr 3 c) Nr 5 d) Nr 7
18. Vad är antalet neutroner i en atom +15 31 P a)31 b)16 c)15 e)46
19. Vilket element har strukturen hos det yttre elektroniska lagret ... 3s 2 p 6:
a) neon b) klor c) argon d) svavel
20. Baserat på den elektroniska formeln, bestäm vilka egenskaper elementet har 1s 2 2s 2 2p 5:
a) metall b) icke-metall c) amfotert element d) inert element
21. Hur många kemiska grundämnen i den sjätte perioden: a) 8 b) 18 c) 30 d) 32
22. Vad är masstalet för kväve +7 N som innehåller 8 neutroner:
a)14 b)15 c)16 d)17
23. Ett grundämne vars kärna innehåller 26 protoner: a) S b) Cu c) Fe d) Ca
: som den berömda ryske kemisten N. D. Zelinsky figurativt noterade, var den periodiska lagen "upptäckten av den ömsesidiga kopplingen mellan alla atomer i universum."
Berättelse
Sökandet efter grunden för den naturliga klassificeringen och systematiseringen av kemiska element började långt innan upptäckten av den periodiska lagen. Svårigheterna för naturforskare som var de första att arbeta på detta område orsakades av bristen på experimentella data: i början av 1800-talet var antalet kända kemiska grundämnen litet och de accepterade värdena för atomen massor av många element är felaktiga.
Döbereinertriader och de första elementens system
I början av 60-talet av XIX-talet dök flera verk upp på en gång, som omedelbart föregick den periodiska lagen.
Spiral de Chancourtois
Oktaver av Newlands
Newlands Table (1866)
Strax efter de Chancourtois-spiralen gjorde den engelske vetenskapsmannen John Newlands ett försök att jämföra grundämnenas kemiska egenskaper med deras atommassa. Genom att ordna elementen i stigande ordning efter deras atommassor, märkte Newlands att det fanns en likhet i egenskaper mellan vart åttonde element. Newlands kallade det funna mönstret oktaverlagen i analogi med musikskalans sju intervall. I sin tabell ordnade han de kemiska grundämnena i vertikala grupper om vardera sju grundämnen, och fann samtidigt att (med en liten förändring i ordningen på vissa grundämnen) uppträder grundämnen med liknande kemiska egenskaper på samma horisontella linje.
John Newlands var naturligtvis den förste som gav en serie grundämnen ordnade i stigande ordning av atommassorna, tilldelade de kemiska grundämnena motsvarande serienummer och lade märke till ett systematiskt samband mellan denna ordning och de fysikalisk-kemiska egenskaperna hos elementen. Han skrev att i en sådan sekvens upprepas elementens egenskaper, vars ekvivalentvikter (massor) skiljer sig med 7 enheter, eller med ett värde som är en multipel av 7, det vill säga som om det åttonde elementet i ordningen upprepar egenskaperna av den första, som i musik upprepas den åttonde tonen först. Newlands försökte ge detta beroende, som faktiskt äger rum för lätta element, en universell karaktär. I hans tabell var liknande element ordnade i horisontella rader, men element med helt olika egenskaper visade sig ofta vara i samma rad. Dessutom tvingades Newlands placera två element i vissa celler; slutligen innehöll bordet inga tomma platser; som ett resultat accepterades oktaverlagen extremt skeptiskt.
Odling och Meyer bord
Manifestationer av den periodiska lagen i relation till elektronaffinitetsenergin
Periodiciteten hos de atomära elektronaffinitetsenergierna förklaras naturligtvis av samma faktorer som redan har noterats i diskussionen om joniseringspotentialer (se definitionen av elektronaffinitetsenergi).
har den högsta affiniteten för elektroner sid-element av grupp VII. Den lägsta elektronaffiniteten för atomer med konfigurationen s² ( , , ) och s²p 6 ( , ) eller med halvfyllda sid-orbitaler ( , , ) :
Manifestationer av den periodiska lagen i relation till elektronegativitet
Strängt taget kan ett element inte tilldelas en permanent elektronegativitet. En atoms elektronegativitet beror på många faktorer, i synnerhet på atomens valenstillstånd, det formella oxidationstillståndet, koordinationstalet, arten av de ligander som utgör atomens miljö i molekylsystemet och på några andra. På senare tid har den så kallade orbitala elektronegativiteten alltmer använts för att karakterisera elektronegativitet, vilket beror på vilken typ av atomorbital som är involverad i bildandet av en bindning och på dess elektronpopulation, det vill säga om atomorbitalen är upptagen av ett odelat elektronpar , enskilt befolkat av en oparad elektron, eller är ledig. Men trots de kända svårigheterna i tolkningen och definitionen av elektronegativitet är det alltid nödvändigt för en kvalitativ beskrivning och förutsägelse av bindningarnas natur i ett molekylärt system, inklusive bindningsenergin, den elektroniska laddningsfördelningen och graden av jonicitet, kraftkonstant osv.
Periodiciteten av atomär elektronegativitet är en viktig del av den periodiska lagen och kan lätt förklaras utifrån det oföränderliga, men inte helt entydiga, beroendet av elektronegativitetsvärdena på motsvarande värden för joniseringsenergier och elektronaffinitet.
I perioder finns det en allmän trend av ökande elektronegativitet, och i undergrupper - dess fall. Den minsta elektronegativiteten finns i s-elementen i grupp I, den största finns i p-elementen i grupp VII.
Manifestationer av den periodiska lagen i förhållande till atom- och jonradier
Ris. 4 Beroende av atomernas omloppsradier på grundämnets atomnummer.
Den periodiska karaktären av förändringen i storleken på atomer och joner har länge varit känd. Svårigheten här ligger i det faktum att, på grund av vågnaturen hos elektronisk rörelse, atomer inte har strikt definierade storlekar. Eftersom det är omöjligt att direkt bestämma de absoluta dimensionerna (radii) för isolerade atomer, används ofta deras empiriska värden i detta fall. De erhålls från de uppmätta kärnavstånden i kristaller och fria molekyler, varvid varje kärnavstånd delas upp i två delar och en av dem likställs med radien för den första (av två förbundna med en motsvarande kemisk bindning) atomen och den andra med radien av den andra atomen. I denna uppdelning tas olika faktorer i beaktande, inklusive arten av den kemiska bindningen, oxidationstillstånden för de två bundna atomerna, arten av koordinationen av var och en av dem, etc. På detta sätt erhålls de så kallade metalliska, kovalenta, joniska och van der Waals radierna. Van der Waals radier bör betraktas som radierna för obundna atomer; de hittas av internukleära avstånd i fasta eller flytande ämnen, där atomerna är nära varandra (till exempel atomer i fast argon eller atomer från två angränsande N 2-molekyler i fast kväve), men inte är förbundna med någon kemisk bindning.
Men uppenbarligen är den bästa beskrivningen av den effektiva storleken på en isolerad atom den teoretiskt beräknade positionen (avståndet från kärnan) för huvudmaximumet för laddningstätheten för dess yttre elektroner. Detta är den så kallade omloppsradien för atomen. Periodiciteten i förändringen av värdena för de orbitala atomradierna beroende på elementets atomnummer manifesterar sig ganska tydligt (se fig. 4), och huvudpunkterna här är närvaron av mycket uttalade maxima som motsvarar alkalimetall atomer, och samma minima som motsvarar ädelgaser. Minskningen av värdena för de orbitala atomradierna under övergången från en alkalimetall till motsvarande (närmaste) ädelgas är, med undantag för --serien, en icke-monoton karaktär, särskilt när familjer av övergångselement (metaller) och lantanider eller aktinider uppträder mellan alkalimetallen och ädelgasen. I stora perioder i familjer d- och f- element observeras en mindre kraftig minskning av radier, eftersom fyllningen av orbitaler med elektroner sker i det föregående yttre lagret. I undergrupper av grundämnen ökar i allmänhet radierna för atomer och joner av samma typ.
Manifestationer av den periodiska lagen i förhållande till atomiseringsenergin
Det bör betonas att ett elements oxidationstillstånd, som är en formell egenskap, inte ger en uppfattning om vare sig de effektiva laddningarna av atomerna i detta element i föreningen eller atomernas valens, även om oxidationstillståndet är kallas ofta den formella valensen. Många grundämnen kan uppvisa inte ett, utan flera olika oxidationstillstånd. Till exempel för klor är alla oxidationstillstånd från -1 till +7 kända, även om de är mycket instabila, och för mangan från +2 till +7. De högsta värdena för oxidationstillståndet ändras periodiskt beroende på elementets atomnummer, men denna periodicitet är komplex. I det enklaste fallet, i en serie grundämnen från en alkalimetall till en ädelgas, ökar det högsta oxidationstillståndet från +1 (F) till +8 (O 4). I andra fall är den högsta graden av oxidation av ädelgasen mindre (+4 F 4) än för den tidigare halogenen (+7 O 4 −). Därför, på kurvan för det periodiska beroendet av det högsta oxidationstillståndet på grundämnets serienummer, faller maxima antingen på ädelgasen eller på halogenen som föregår den (minima är alltid på alkalimetallen). Undantaget är - serien, där varken halogenen () eller ädelgasen () har höga oxidationstillstånd alls, och den mittersta delen av serien, kväve, har det högsta värdet av det högsta oxidationstillståndet; därför visar sig förändringen i den högsta oxidationsgraden i serien - passera genom ett maximum. I allmänhet är ökningen av det högsta oxidationstillståndet i serien av element från en alkalimetall till en halogen eller till en ädelgas inte på något sätt monoton, främst på grund av manifestationen av höga oxidationstillstånd av övergångsmetaller. Till exempel är ökningen av det högsta oxidationstillståndet i serien - från +1 till +8 "komplicerat" av det faktum att för molybden, teknetium och rutenium så höga oxidationstillstånd som +6 (O 3), +7 (2) O 7), + 8 (04).
Manifestationer av den periodiska lagen i relation till oxidationspotential
En av de mycket viktiga egenskaperna hos ett enkelt ämne är dess oxidationspotential, vilket återspeglar den grundläggande förmågan hos ett enkelt ämne att interagera med vattenhaltiga lösningar, såväl som redoxegenskaperna det uppvisar. Förändringen i enkla ämnens oxidationspotentialer, beroende på grundämnets atomnummer, är också periodisk. Men man bör komma ihåg att ett enkelt ämnes oxidationspotential påverkas av olika faktorer, som ibland måste övervägas individuellt. Därför bör periodiciteten i förändringen i oxidationspotentialer tolkas mycket noggrant.
| /Na + (aq) | /Mg 2+ (aq) | /Al 3+ (aq) |
| 2,71V | 2,37V | 1,66V |
| /K + (aq) | /Ca 2+ (aq) | /Sc 3+ (aq) |
| 2,93V | 2,87V | 2,08V |
Vissa bestämda sekvenser kan hittas i förändringen i oxidationspotentialen hos enkla ämnen. I synnerhet, i en serie metaller, när man flyttar från alkaliska till grundämnen som följer den, minskar oxidationspotentialerna ( + (aq), etc. - hydratiserad katjon):
Detta förklaras lätt av en ökning av joniseringsenergin hos atomer med en ökning av antalet borttagna valenselektroner. Därför, på kurvan för beroende av enkla ämnens oxidationspotentialer på grundämnets atomnummer, finns det maxima som motsvarar alkalimetaller. Men detta är inte den enda anledningen till förändringen av enkla ämnens oxidationspotentialer.
Intern och sekundär periodicitet
s- och R-element
De allmänna trenderna i karaktären av förändringen i värdena för atomernas joniseringsenergi, energin hos atomernas affinitet för en elektron, elektronegativitet, atomära och joniska radier, atomiseringsenergin för enkla ämnen, graden av oxidation , oxidationspotentialerna för enkla ämnen från grundämnets atomnummer betraktas ovan. Med en djupare studie av dessa tendenser kan man konstatera att mönstren i förändringen av egenskaper hos element i perioder och grupper är mycket mer komplicerade. I karaktären av förändringen i elementens egenskaper under perioden manifesteras intern periodicitet, och för gruppen - sekundär periodicitet (upptäckt av E. V. Biron 1915).
Så när man går från ett s-element i grupp I till R-element av grupp VIII på kurvan för joniseringsenergin för atomer och kurvan för förändring i deras radier har inre maxima och minima (se fig. 1, 2, 4).
Detta vittnar om den interna periodiska karaktären av förändringen i dessa egenskaper under perioden. Ovanstående regelbundenheter kan förklaras med hjälp av begreppet screening av kärnan.
Kärnans skärmningseffekt beror på elektronerna i de inre skikten, som genom att skärma av kärnan försvagar den yttre elektronens attraktion till den. Så när man går från beryllium 4 till bor 5, trots ökningen av kärnladdningen, minskar joniseringsenergin hos atomer:
Ris. 5 Struktur för de sista nivåerna av beryllium, 9,32 eV (vänster) och bor, 8,29 eV (höger)
Detta beror på attraktionen till kärnan 2p-elektronen i boratomen försvagas på grund av screeningseffekten 2s-elektroner.
Det är tydligt att avskärmningen av kärnan ökar med en ökning av antalet inre elektronlager. Därför i undergrupper s- och R-element, finns det en tendens till en minskning av joniseringsenergin hos atomer (se fig. 1).
Minskningen av joniseringsenergin från kväve 7 N till syre 8 O (se fig. 1) förklaras av den ömsesidiga repulsionen av två elektroner i samma orbital:
Ris. 6 Diagram över strukturen för de sista nivåerna av kväve, 14,53 eV (vänster) och syre, 13,62 eV (höger)
Effekten av screening och ömsesidig avstötning av elektroner i en omloppsbana förklarar också den inre periodiska karaktären av förändringen i perioden för atomradier (se fig. 4).
Ris. 7 Sekundärt periodiskt beroende av de yttre p-orbitalernas atomradier av atomnumret
Ris. 8 Sekundärt periodiskt beroende av atomernas första joniseringsenergi av atomnumret
Ris. 9 Radiell fördelning av elektrondensitet i natriumatom
I karaktären av fastighetsförändringar s- och R-element i undergrupper, sekundär periodicitet observeras tydligt (fig. 7). För att förklara det används idén om penetration av elektroner till kärnan. Som visas i figur 9 är en elektron i vilken orbital som helst belägen i ett område nära kärnan under en viss tid. Med andra ord, yttre elektroner penetrerar till kärnan genom lager av inre elektroner. Som framgår av figur 9, extern 3 s-elektronen i natriumatomen har en mycket stor sannolikhet att vara nära kärnan i området för inre Till- och L-elektroniska lager.
Koncentrationen av elektrontäthet (graden av penetration av elektroner) med samma huvudkvantnummer är den högsta för s-elektron, mindre - för R-elektron, ännu mindre - för d-elektron, etc. Till exempel, vid n = 3, minskar penetrationsgraden i sekvensen 3 s>3sid>3d(se fig. 10).
Ris. 10 Radiell fördelning av sannolikheten att hitta en elektron (elektrondensitet) på avstånd r från kärnan
Det är tydligt att penetrationseffekten ökar styrkan på bindningen mellan de yttre elektronerna och kärnan. På grund av djupare penetration s-elektroner skyddar kärnan i större utsträckning än R-elektroner, och de senare är starkare än d-elektroner osv.
Med hjälp av idén om penetration av elektroner till kärnan, låt oss överväga arten av förändringen i radien för atomerna hos elementen i kolundergruppen. I serien - - - - finns en generell tendens att öka atomens radie (se fig. 4, 7). Denna ökning är dock icke-monotonisk. När man går från Si till Ge, den yttre R- elektroner passerar genom en skärm med tio 3 d-elektroner och därigenom stärka bindningen med kärnan och komprimera atomens elektronskal. Neddragning 6 sid-orbitaler av Pb jämfört med 5 R-orbital Sn på grund av penetrationen av 6 sid-elektroner under dubbelskärm tio 5 d-elektroner och fjorton 4 f-elektroner. Detta förklarar också icke-monotoniciteten i förändringen i joniseringsenergin hos atomer i C-Pb-serien och dess högre värde för Pb jämfört med Sn-atomen (se fig. 1).
d-Element
I det yttre lagret av atomer d-element (förutom ) har 1-2 elektroner ( ns-skick). De återstående valenselektronerna finns i (n-1) d-tillstånd, d.v.s. i det preexternala lagret.
En liknande struktur hos atomernas elektronskal bestämmer några allmänna egenskaper d-element. Sålunda kännetecknas deras atomer av relativt låga värden av den första joniseringsenergin. Som kan ses i figur 1, arten av förändringen i joniseringsenergin hos atomer under perioden i serien d-element är jämnare än i rad s- och sid-element. När man flyttar från d-grupp III element till d-element i grupp II, värdena för joniseringsenergin ändras icke-monotont. I snittet av kurvan (fig. 1) är alltså två områden synliga, motsvarande atomernas joniseringsenergi, i vilka 3 d Orbitaler en och två elektroner vardera. Fyllning 3 d-orbitaler med en elektron slutar vid (3d 5 4s 2), vilket noteras av en viss ökning av den relativa stabiliteten för 4s 2-konfigurationen på grund av penetreringen av 4s 2-elektroner under skärmen i 3d 5-konfigurationen. Det högsta värdet av joniseringsenergin har (3d 10 4s 2), vilket är i enlighet med den fullständiga kompletteringen av Z d-underskikt och stabilisering av elektronparet på grund av penetration under skärmen 3 d 10 -konfigurationer.
I undergrupper d-element, värdena för joniseringsenergin hos atomer ökar i allmänhet. Detta kan förklaras av effekten av elektronpenetration till kärnan. Så om du d-element från den fjärde perioden extern 4 s-elektroner penetrerar skärmen 3 d-elektroner, då har elementen i den 6:e perioden yttre 6 s-elektroner tränger in redan under dubbelskärmen 5 d- och 4 f-elektroner. Till exempel:
| 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 |
Därför, d-element av den 6:e perioden yttre b s-elektroner är fastare bundna till kärnan och därför är joniseringsenergin hos atomer större än hos d-element av den fjärde perioden.
Atomstorlekar d-element är mellanliggande mellan storlekarna på atomer s- och sid delar av denna period. Förändringen i radierna för deras atomer under perioden är jämnare än för s- och sid-element.
I undergrupper d-element ökar i allmänhet atomernas radier. Det är viktigt att notera följande särdrag: en ökning av atomära och joniska radier i undergrupper d-element motsvarar huvudsakligen övergången från elementet i den 4:e till elementet i den 5:e perioden. Motsvarande atomradier d-element i den 5:e och 6:e perioden i denna undergrupp är ungefär desamma. Detta förklaras av det faktum att ökningen av radier på grund av ökningen av antalet elektronlager under övergången från den 5:e till den 6:e perioden kompenseras f- kompression orsakad av fyllning med elektroner 4 f-underlag y f-element av den 6:e perioden. I detta fall f-kompression kallas lantanid. Med liknande elektroniska konfigurationer av de yttre lagren och ungefär samma storlek på atomer och joner för d-element i den 5:e och 6:e perioden i denna undergrupp kännetecknas av en speciell likhet av egenskaper.
Elementen i scandium-undergruppen följer inte de noterade regelbundenheterna. För denna undergrupp är mönstren som är karakteristiska för angränsande undergrupper typiska. s-element.
Periodisk lag - grunden för kemisk systematik
se även
Anteckningar
Litteratur
- Akhmetov N.S. Aktuella frågeställningar i kursen i oorganisk kemi. - M.: Upplysningen, 1991. - 224 s - ISBN 5-09-002630-0
- Korolkov D.V. Grunderna i oorganisk kemi. - M.: Upplysningen, 1982. - 271 sid.
- Mendeleev D.I. Fundamentals of Chemistry, vol. 2. M.: Goshimizdat, 1947. 389 sid.
- Mendeleev D.I.// Encyclopedic Dictionary of Brockhaus and Efron: I 86 volymer (82 volymer och 4 ytterligare). - St. Petersburg. 1890-1907.
1871 formulerades Mendeleevs periodiska lag. Vid denna tidpunkt var 63 element kända för vetenskapen, och Dmitri Ivanovich Mendeleev beordrade dem på basis av relativ atommassa. Det moderna periodiska systemet har expanderat avsevärt.
Berättelse
1869, medan han arbetade på en lärobok i kemi, stod Dmitri Mendeleev inför problemet med att systematisera det material som samlats under många år av olika vetenskapsmän - hans föregångare och samtida. Redan innan Mendeleevs arbete gjordes försök att systematisera elementen, vilket fungerade som förutsättningar för utvecklingen av det periodiska systemet.
Ris. 1. D. I. Mendeleev.
Elementklassificeringssökningar beskrivs kortfattat i tabellen.
Mendeleev ordnade elementen efter deras relativa atommassa, ordnade dem i stigande ordning. Det finns totalt nitton horisontella och sex vertikala rader. Detta var den första upplagan av det periodiska systemet för grundämnen. Detta är början på historien om upptäckten av den periodiska lagen.
Det tog forskaren nästan tre år att skapa ett nytt, mer perfekt bord. De sex kolumnerna av element blev horisontella perioder, som var och en började med en alkalimetall och slutade med en icke-metall (de inerta gaserna var ännu inte kända). De horisontella raderna bildade åtta vertikala grupper.
Till skillnad från sina kollegor använde Mendeleev två kriterier för fördelningen av element:
- atomisk massa;
- Kemiska egenskaper.
Det visade sig att det finns ett mönster mellan dessa två kriterier. Efter ett visst antal grundämnen med ökande atommassa börjar egenskaperna upprepas.
Ris. 2. Tabell sammanställd av Mendeleev.
Inledningsvis uttrycktes teorin inte matematiskt och kunde inte helt bekräftas experimentellt. Den fysiska innebörden av lagen blev tydlig först efter skapandet av en modell av atomen. Poängen är att upprepa strukturen hos elektronskalen med en konsekvent ökning av kärnornas laddningar, vilket återspeglas i elementens kemiska och fysikaliska egenskaper.
Lag
Efter att ha fastställt periodiciteten för förändringar i egenskaper med en ökning av atommassan, formulerade Mendeleev 1871 den periodiska lagen, som blev grundläggande inom kemisk vetenskap.
Dmitry Ivanovich fastställde att egenskaperna hos enkla ämnen är i ett periodiskt beroende av de relativa atommassorna.
1800-talets vetenskap hade inte modern kunskap om elementen, så den moderna formuleringen av lagen skiljer sig något från Mendeleevs. Kärnan förblir dock densamma.
Med den fortsatta utvecklingen av vetenskapen studerades atomens struktur, vilket påverkade formuleringen av den periodiska lagen. Enligt den moderna periodiska lagen beror egenskaperna hos kemiska grundämnen på laddningarna av atomkärnor.
Tabell
Sedan Mendeleevs tid har bordet han skapade förändrats avsevärt och började återspegla nästan alla funktioner och egenskaper hos elementen. Förmågan att använda tabellen är nödvändig för vidare studier av kemi. Det moderna bordet presenteras i tre former:
- kort - perioder upptar två linjer, och väte hänvisas ofta till den 7:e gruppen;
- lång - Isotoper och radioaktiva ämnen tas ur bordet;
- extra lång - varje period upptar en separat linje.
Ris. 3. Långt modernt bord.
Det korta bordet är den mest föråldrade versionen, som avbröts 1989, men används fortfarande i många läroböcker. De långa och extra långa formerna är erkända av det internationella samfundet och används över hela världen. Trots de etablerade formerna fortsätter forskare att förbättra det periodiska systemet och erbjuder de senaste alternativen.
Vad har vi lärt oss?
Mendeleevs periodiska lag och periodiska system formulerades 1871. Mendeleev identifierade mönster i elementens egenskaper och beordrade dem på basis av relativ atommassa. När massan ökade ändrades elementens egenskaper och upprepades sedan. Därefter kompletterades tabellen, och lagen justerades i enlighet med modern kunskap.
Ämnesquiz
Rapportutvärdering
Genomsnittligt betyg: 4.6. Totalt antal mottagna betyg: 135.
