Химическа формулировка на периодичния закон. Периодичният закон на Менделеев, същността и историята на откритието

4.1. Периодичен закон D.I. Менделеев

Периодичният закон е най-голямото постижение на химическата наука, основата на цялата съвременна химия. С неговото откритие химията престава да бъде описателна наука, в нея става възможно научното предвиждане.

Периодичен закон отворен Д. И. Менделеевпрез 1869 г. ученият формулира този закон по следния начин: „Свойствата на простите тела, както и формите и свойствата на съединенията на елементите, са в периодична зависимост от големината на атомните тегла на елементите“.

По-подробно изследване на структурата на материята показа, че периодичността на свойствата на елементите се дължи не на атомната маса, а на електронната структура на атомите.

Ядреният заряд е характеристика, която определя електронната структура на атомите, а оттам и свойствата на елементите. Следователно в съвременната формулировка Периодичният закон звучи така: свойства прости вещества, както и формите и свойствата на съединенията на елементите са в периодична зависимост от поредния номер (от големината на заряда на ядрото на техните атоми).

Изразът на периодичния закон е периодичната система от елементи.

4.2. Периодична система на Д. И. Менделеев

Периодичната система от елементи на Д. И. Менделеев се състои от седем периода, които са хоризонтални последователности от елементи, подредени във възходящ ред на заряда на тяхното атомно ядро. Периодите 1, 2, 3, 4, 5, 6 съдържат съответно 2, 8, 8, 18, 18, 32 елемента. Седмият период не е завършен. Извикват се периоди 1, 2 и 3 малъкостатъка - голям.

Всеки период (с изключение на първия) започва с атоми алкални метали(Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) и завършва с благороден газ (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), предшестван от типичен неметал. В периоди отляво надясно металът постепенно отслабва и не се увеличава. метални свойства, тъй като с нарастването на положителния заряд на ядрата на атомите се увеличава броят на електроните във външното ниво.

В първия период, освен хелий, има само един елемент - водород. Условно се поставя в IA или VIIA подгрупа, тъй като показва прилики както с алкални метали, така и с халогени. Сходството на водорода с алкалните метали се проявява във факта, че водородът, подобно на алкалните метали, е редуциращ агент и, дарявайки един електрон, образува еднократно зареден катион. Водородът има повече общо с халогените: водородът, подобно на халогените, е неметал, молекулата му е двуатомна, може да проявява окислителни свойства, образувайки солеподобни хидриди с активни метали, например NaH, CaH 2 .

В четвъртия период Ca е последван от 10 преходни елемента (декада Sc - Zn), следвани от останалите 6 основни елемента на периода (Ga - Kr). Петият период е конструиран по подобен начин. концепция преходен елементобикновено се използва за обозначаване на всеки елемент с валентни d- или f-електрони.

Шестият и седмият период имат двойни вмъквания на елементи. Елементът Ba е последван от интеркалирана декада от d-елементи (La - Hg), а след първия преходен елемент La има 14 f-елемента - лантаниди(Se - Lu). След Hg са останалите 6 основни p-елемента от шестия период (Tl - Rn).

В седмия (непълен) период Ac е последван от 14 f-елемента- актиниди(Th - Lr). AT последно време La и Ac започват да се класифицират съответно като лантаниди и актиниди. Лантанидите и актинидите са поставени отделно в долната част на таблицата.

Така всеки елемент в периодичната система заема строго определена позиция, която се маркира редниили атомен,номер.

В периодичната система осем групи (I - VIII) са разположени вертикално, които от своя страна са разделени на подгрупи - основен,или подгрупи А и страна,или подгрупа B. Подгрупа VIIIB е специална, съдържа триадиелементи, които съставляват семействата на желязото (Fe, Co, Ni) и платиновите метали (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).

Сходството на елементи във всяка подгрупа е най-забележимият и важен модел в периодичната система. В основните подгрупи, отгоре надолу, металните свойства се увеличават, а неметалните отслабват. В този случай се наблюдава повишаване на стабилността на съединенията на елементите в най-ниската степен на окисление за тази подгрупа. В страничните подгрупи, напротив, отгоре надолу, металните свойства отслабват и стабилността на съединенията с най-високата степенокисляване.

4.3. Периодична система и електронни конфигурации на атомите

Тъй като при химична реакциятогава ядрата на реагиращите атоми не се променят Химични свойстваатомите зависят от структурата на техните електронни обвивки.

Запълването на електронните слоеве и електронните обвивки на атомите става в съответствие с принципа на Паули и правилото на Хунд.

Принцип на Паули (забрана на Паули)

Два електрона в атом не могат да имат четири еднакви квантови числа (всяка атомна орбитала може да съдържа не повече от два електрона).

Принципът на Паули определя максималния брой електрони, които имат дадено главно квантово число н(т.е. разположени върху даден електронен слой): N n = 2n 2 . На първия електронен слой (енергийно ниво) не може да има повече от 2 електрона, на втория - 8, на третия - 18 и т.н.

Във водородния атом например има един електрон, който е на първо енергийно ниво в състояние 1s. Спинът на този електрон може да бъде насочен произволно (m s = +1/2 или m s = –1/2). Още веднъж трябва да се подчертае, че първото енергийно ниво се състои от едно подниво – 1s, второто енергийно ниво – от две поднива – 2s и 2p, третото – от три поднива – 3s, 3p, 3d и т.н. Поднивото от своя страна съдържа орбитали, чийто брой се определя от страничното квантово число л и равно на (2 л + 1). Всяка орбитала условно се обозначава с клетка, разположеният върху нея електрон - със стрелка, чиято посока показва ориентацията на спина на този електрон. Това означава, че състоянието на електрон във водороден атом може да бъде представено като 1s 1 или изобразено като квантова клетка, фиг. 4.1:

Ориз. 4.1. Символелектрон във водороден атом в 1s орбитали

За двата електрона на хелиев атом n = 1, л = 0, m л= 0, m s = +1/2 и –1/2. Следователно електронната формула за хелия е 1s 2 . Електронната обвивка на хелия е завършена и много стабилна. Хелият е благороден газ.

Според принципа на Паули два електрона с паралелни спинове не могат да бъдат в една и съща орбитала. Третият електрон в литиевия атом заема 2s орбитала. Електронната конфигурация на Li: 1s 2 2s 1, а за берилия 1s 2 2s 2. Тъй като 2s орбиталата е запълнена, петият електрон при борния атом заема 2p орбиталата. При н= 2 странично (орбитално) квантово число л приема стойностите 0 и 1. Когато л = 0 (2s състояние) m л= 0, докато л = 1 (2p е състоянието) m лможе да бъде равно на +1; 0; -един. Състоянието 2p съответства на три енергийни клетки, фиг. 4.2.

Ориз. 4.2. Разположението на електроните на борния атом в орбиталите

За азотен атом (електронна конфигурация 1s 2 2s 2 2p 3 два електрона на първо ниво, пет - на второ) са възможни следните два варианта на електронна структура, фиг. 4.3:

Ориз. 4.3. Възможни варианти за разположение на електроните на азотния атом в орбитали

В първата схема, Фиг.4.3a, общото въртене е 1/2 (+1/2 –1/2 +1/2), във втората (Фиг.4.3b), общото въртене е 3/2 ( +1/2 + 1/2+1/2). Определя се местоположението на завъртанията Правилото на Хундкойто гласи: енергийните нива се запълват по такъв начин, че общото въртене е максимално.

По този начин , от двете дадени схеми на структурата на азотния атом, първата отговаря на стабилното състояние (с най-ниска енергия), където всички p-електрони заемат различни орбитали. Орбиталите на поднивото се запълват по следния начин: първо един електрон с еднакви спинове, а след това вторият електрон с противоположни спинове.

Започвайки с натрия, се запълва третото енергийно ниво с n = 3. 4.4.

Ориз. 4.4. Разпределение на електроните по орбиталите за атоми на елементи от третия период в основно състояние

В атома всеки електрон заема свободна орбитала с най-ниска енергия, съответстваща на най-голямата му връзка с ядрото. През 1961 г. В.М. Клечковски формулира обща позиция, Чрез което енергията на електронните орбитали нараства в реда на нарастване на сумата от главните и вторичните квантови числа ( n + l), а в случай на равенство на тези суми, орбиталата с по-ниска стойност на главното квантово число n има по-малка енергия.

Последователността на енергийните нива във възходящ ред на енергия е приблизително както следва:

1s< 2s < 2p < 3s < 3р < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p.

Помислете за разпределението на електроните в орбиталите на атомите на елементите от четвъртия период (фиг. 4.5).

Ориз. 4.5. Разпределение на електроните по орбиталите на атомите на елементите от четвъртия период в основно състояние

След калий (електронна конфигурация 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1) и калций (електронна конфигурация 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2), вътрешната 3d обвивка е пълна с електрони (преходни елементи Sc - Zn). Трябва да се отбележи, че има две аномалии: за Cr и Cu атоми с 4 с-обвивката съдържа не два електрона, а един, т.е. настъпва т. нар. „срив“ на външния 4s електрон към предишната 3d обвивка. Електронната структура на атома на хрома може да бъде представена по следния начин (фиг. 4.6).

Ориз. 4.6. Орбитално разпределение на електрони за атом на хром

Физическата причина за "нарушаването" на реда на запълване е свързана с различната проникваща способност на електронните орбитали към ядрото, специалната стабилност на електронните конфигурации d 5 и d 10, f 7 и f 14, съответстващи на запълване на електронни орбитали с един или два електрона, както и екраниращият ефект на вътрешните електронни слоеве на ядрата на заряда.

Електронни конфигурацииАтомите Mn, Fe, Co, Ni, Cu и Zn са представени със следните формули:

25 Mn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2,

26 Fe 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2,

27 Co 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 7 4s 2,

28 Ni 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 8 4s 2,

29 Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1,

30 Zn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 .

След цинка, започвайки от елемент 31 - галий до елемент 36 - криптон, продължава запълването на четвъртия слой (4p - черупки). Електронните конфигурации на тези елементи са както следва:

31 Ga 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 1,

32 Ge 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 2,

33 Като 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3,

34 Se 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4,

35 Br 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5,

36 Kr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 .

Трябва да се отбележи, че ако изключването на Паули не е нарушено, електроните във възбудени състояния могат да бъдат разположени в други атомни орбитали.

4.4. Видове химични елементи

Всички елементи на периодичната система са разделени на четири вида:

1. При атоми s-елементи s-обвивките на външния слой (n) са запълнени. Елементите s са водород, хелий и първите два елемента от всеки период.

2. При атоми р-елементи p-обвивките са пълни с електрони външно ниво(н.п.). P-елементите включват последните 6 елемента от всеки период (с изключение на първия).

3. Правете d-елементи d-обвивката на второто ниво извън (n-1) d е изпълнена с електрони. Това са елементи от интеркалирани десетилетия от големи периоди, разположени между s- и p- елементи.

4. Правете f-елементизапълнено с електрони f-подниво на третото външно ниво (n-2) f . Семейството на f-елементите включва лантаниди и актиниди.

От разглеждането на електронната структура на невъзбудените атоми, в зависимост от атомния номер на елемента, следва:

Броят на енергийните нива (електронни слоеве) на атом на всеки елемент е равен на номера на периода, в който се намира елементът. Следователно s-елементите са във всички периоди, p-елементите са във втория и следващите периоди, d-елементите са в четвъртия и следващите периоди, а f-елементите са в шестия и седмия период.

Номерът на периода съвпада с главното квантово число на външните електрони на атома.

s- и p-елементите образуват основните подгрупи, d-елементите образуват вторични подгрупи, f-елементите образуват семейства от лантаниди и актиниди. По този начин подгрупата включва елементи, чиито атоми обикновено имат подобна структура не само на външния, но и на пред-външния слой (с изключение на елементите, в които има "потапяне" на електрона).

Номерът на групата обикновено показва броя на електроните, които могат да участват в образуването на химични връзки. Това е физическото значение на номера на групата. За елементи от вторични подгрупи валентните електрони са не само външните, но и предпоследните черупки. Това е основната разлика в свойствата на елементите на главните и вторичните подгрупи.

Елементите с валентни d- или f-електрони се наричат ​​преходни елементи.

Номерът на групата, като правило, е равен на най-високото положително състояние на окисление на елементите, които те показват в съединенията. Изключение прави флуорът - неговата степен на окисление е -1; От елементите от група VIII само Os, Ru и Xe имат степен на окисление +8.

4.5. Периодичност на свойствата на атомите на елементите

Такива характеристики на атомите като техния радиус, йонизационна енергия, електронен афинитет, електроотрицателност, степен на окисление са свързани с електронната структура на атома.

Има радиуси на метални атоми и ковалентни радиуси на неметални атоми. Радиусите на металните атоми се изчисляват на базата на междуатомни разстояния, които са добре известни за повечето метали въз основа на експериментални данни. В този случай радиусът на метален атом е равен на половината от разстоянието между центровете на два съседни атома. Ковалентните радиуси на неметалите в молекулите и кристалите на прости вещества се изчисляват по подобен начин. Колкото по-голям е атомният радиус, толкова по-лесно е за външните електрони да се откъснат от ядрото (и обратно). За разлика от атомните радиуси, йонните радиуси са конвенционални стойности.

Отляво надясно, в периоди, стойността на атомните радиуси на металите намалява, а атомните радиуси на неметалите се променят по сложен начин, тъй като това зависи от естеството на химическата връзка. Във втория период, например, атомните радиуси първо намаляват, а след това нарастват, особено рязко при преминаване към атом на благороден газ.

В основните подгрупи атомните радиуси се увеличават отгоре надолу, тъй като броят на електронните слоеве се увеличава.

Радиусът на катиона е по-малък от радиуса на съответния атом и с увеличаване на положителния заряд на катиона, неговият радиус намалява. Обратно, радиусът на един анион винаги е по-голям от радиуса на съответния му атом. Частиците (атоми и йони), които имат еднакъв брой електрони, се наричат ​​изоелектронни. В серията от изоелектронни йони радиусът намалява с намаляване на отрицателния и увеличаване на радиуса на положителния йон. Такова намаление има например в серията: O 2–, F –, Na +, Mg 2+, Al 3+.

Йонизационна енергияе енергията, необходима за отделяне на електрон от атом в основно състояние. Обикновено се изразява в електронволти (1 eV = 96,485 kJ/mol). В период отляво надясно йонизационната енергия се увеличава с увеличаване на ядрения заряд. В основните подгрупи, отгоре надолу, той намалява, тъй като разстоянието между електрона и ядрото се увеличава и екраниращият ефект на вътрешните електронни слоеве се увеличава.

Таблица 4.1 показва стойностите на йонизационните енергии (енергия на отделяне на първия, втория и т.н. електрони) за някои атоми.

Във втория период, при преминаване от Li към Ne, енергията на откъсване на първия електрон се увеличава (виж таблица 4.1). Въпреки това, както се вижда от таблицата, йонизационната енергия се увеличава неравномерно: за бор и кислород след берилий и съответно азот се наблюдава леко намаляване, което се дължи на особеностите на електронната структура на атомите.

Външната s-обвивка на берилий е напълно запълнена, следователно в следващия бор електрон влиза в p-орбитала. Този р-електрон е по-слабо свързан с ядрото от s-електрона, така че отстраняването на р-електроните изисква по-малко енергия.

Таблица 4.1.

Йонизационни енергии азатоми на определени елементи

Всяка p орбитала на азотния атом има един електрон. При кислородния атом електрон влиза в p-орбиталата, която вече е заета от един електрон. Два електрона в една и съща орбитала се отблъскват силно, така че е по-лесно да се отстрани електрон от кислороден атом, отколкото от азотен атом.

Алкалните метали имат най-ниска енергия на йонизация, така че те имат изразени метални свойства, най-високата енергия на йонизация е в инертните газове.

електронен афинитете енергията, освободена, когато електрон е прикрепен към неутрален атом. Електронният афинитет, подобно на йонизационната енергия, обикновено се изразява в електронволтове. Халогените имат най-висок електронен афинитет, докато алкалните метали имат най-нисък. Таблица 4.2 показва стойностите на електронния афинитет към атомите на някои елементи.

Таблица 4.2.

Електронно сродство на атомите на някои елементи

Електроотрицателност- способността на атом в молекула или йон да привлича валентните електрони на други атоми. Електроотрицателността (EO) като количествена мярка е приблизителна стойност. Предложени са около 20 скали за електроотрицателност, най-известната от които е скалата, разработена от L. Pauling. На фиг. 4.7 показва стойностите на EO според Pauling.

Ориз. 4.7. Електроотрицателност на елементите (по Полинг)

Флуорът е най-електроотрицателният от всички елементи по скалата на Полинг. Неговият EO се приема равен на 4. Най-малко електроотрицателен е цезият. Водородът заема междинно положение, тъй като при взаимодействие с някои елементи той отдава електрон, а при взаимодействие с други - придобива.

4.6. Киселинно-алкални свойства на съединенията; Схема на Косел

За да обясни естеството на промяната в киселинно-алкалните свойства на съединенията на елементите, Косел (Германия) предложи да се използва проста верига, въз основа на предположението, че има чисто йонна връзкаи има кулоново взаимодействие между йоните. Схемата на Косел описва киселинно-алкалните свойства на съединенията, съдържащи E-N комуникациии E-O-N, в зависимост от заряда на ядрото и радиуса на елемента, който ги образува.

Схемата на Косел за два метални хидроксида, например LiOH и KOH, е показана на фиг. 4.8.

Ориз. 4.8. Схема на Косел за LiOH и KOH

Както може да се види от представената схема, радиусът на Li + йона е по-малък от радиуса на K + йона и OH - групата е по-здраво свързана с литиевия катион, отколкото с калиевия катион. В резултат КОН ще бъде по-лесно да се дисоциира в разтвор и основните свойства на калиевия хидроксид ще бъдат по-изразени.

По подобен начин може да се анализира схемата на Косел за двете бази CuOH и Cu(OH) 2 . Тъй като радиусът на Cu 2+ йона е по-малък и зарядът е по-голям от този на Cu + йона, Cu 2+ йонът ще държи OH - групата по-здраво. В резултат на това Cu(OH)2 основата ще бъде по-слаба от CuOH.

По този начин, силата на основата се увеличава с увеличаване на радиуса на катиона и неговия положителен заряд намалява.

В основните подгрупи, отгоре надолу, силата на базите се увеличава, тъй като радиусите на йоните на елемента се увеличават в тази посока. В периоди отляво надясно има намаляване на радиусите на йоните на елементите и увеличаване на техния положителен заряд, следователно в тази посока силата на базите намалява.

Схемата на Косел за две аноксикиселини, например HCl и HI, е показана на фиг. 4.9

Ориз. 4.9. Схема на Косел за HCl и HI

Тъй като радиусът на хлоридния йон е по-малък от този на йодидния йон, Н+ йонът е по-силно свързан с аниона в молекулата на солната киселина, който ще бъде по-слаб от йодоводородна киселина. По този начин, силата на аноксичните киселини се увеличава с увеличаване на радиуса на отрицателния йон.

Силата на кислородсъдържащите киселини се променя по обратния начин. Той се увеличава с намаляване на йонния радиус и увеличаване на неговия положителен заряд. На фиг. 4.10 показва схемата на Косел за две киселини HClO и HClO4.

Ориз. 4.10. Схема на Косел за HClO и HClO 4

Йонът C1 7+ е силно свързан с кислородния йон, така че протонът ще бъде по-лесно отделен в молекулата на HClO 4 . В същото време връзката на C1 + йона с O 2- йона е по-малко силна и в молекулата HC1O протонът ще бъде по-силно задържан от O 2- аниона. В резултат на това HClO4 ще бъде по-силна киселина от HClO.

Предимството на схемата на Косел е, че с помощта на прост модел тя дава възможност да се обясни естеството на промяната в киселинно-алкалните свойства на съединенията в серия от подобни вещества. Тази схема обаче е чисто качествена. Той позволява само да се сравняват свойствата на съединенията и не дава възможност да се определят киселинно-алкалните свойства на произволно избрано съединение. Недостатъкът на този модел е, че се основава само на електростатични концепции, докато в природата няма чиста (100%) йонна връзка.

4.7. Редокс свойства на елементите и техните съединения

Промяната в окислително-редукционните свойства на простите вещества е лесно да се установи, като се вземе предвид естеството на промяната в електроотрицателността на съответните елементи. В основните подгрупи, отгоре надолу, електроотрицателността намалява, което води до намаляване на окислителните и увеличаване на редукционните свойства в тази посока. В периоди отляво надясно електроотрицателността се увеличава. В резултат на това в тази посока редукционните свойства на простите вещества намаляват, докато окислителните се увеличават. Така силните редуциращи агенти се намират в долния ляв ъгъл на периодичната таблица на елементите (калий, рубидий, цезий, барий), докато силните окислители се намират в горния десен ъгъл (кислород, флуор, хлор).

Редокс свойствата на съединенията на елементите зависят от тяхната природа, степента на окисление на елементите, позицията на елементите в периодичната система и редица други фактори.

В основните подгрупи, отгоре надолу, намаляват окислителните свойства на кислородсъдържащите киселини, в които атомите на централния елемент имат еднаква степен на окисление. Силни окислители са азотни и концентрирани сярна киселина. Окислителните свойства са толкова по-силни, колкото по-високо е положителното окислително състояние на елемента в съединението. Калиевият перманганат и калиевият дихромат показват силни окислителни свойства.

В основните подгрупи редукционните свойства на простите аниони се увеличават отгоре надолу. Силни редуциращи агенти са HI, H 2 S, йодиди и сулфиди.

Периодичният закон на Дмитрий Иванович Менделеев е един от основните закони на природата, който свързва зависимостта на свойствата на химичните елементи и простите вещества с техните атомни маси. Понастоящем законът е усъвършенстван и зависимостта на свойствата се обяснява с заряда на атомното ядро.

Законът е открит от руски учени през 1869 г. Менделеев го представи научна общноств доклад пред конгреса на Руското химическо общество (докладът е направен от друг учен, тъй като Менделеев е бил принуден спешно да напусне по указание на Свободното икономическо общество в Санкт Петербург). През същата година е публикуван учебникът "Основи на химията", написан от Дмитрий Иванович за студенти. В него ученият описва свойствата на популярните съединения и също се опитва да даде логична систематизация на химичните елементи. Той също така представи за първи път таблица с периодично подредени елементи като графична интерпретация на периодичния закон. През всички следващи години Менделеев подобрява таблицата си, например добавя колона от инертни газове, които са открити 25 години по-късно.

Научната общност не прие веднага идеите на великия руски химик дори в Русия. Но след откриването на три нови елемента (галий през 1875 г., скандий през 1879 г. и германий през 1886 г.), предсказани и описани от Менделеев в известния му доклад, периодичният закон беше признат.

• Това е универсален закон на природата.
• Таблицата, която графично представя закона, включва не само всички известни елементи, но и тези, които все още се откриват.
• Всички нови открития не повлияха на уместността на закона и таблицата. Масата се подобрява и променя, но същността й остава непроменена.
• Това направи възможно да се изяснят атомните тегла и други характеристики на някои елементи, да се предскаже съществуването на нови елементи.
• Химиците са получили надеждни улики как и къде да търсят нови елементи. Освен това законът позволява с голяма степен на вероятност да се определят предварително свойствата на все още неоткрити елементи.
• Той изигра огромна роля в развитието на неорганичната химия през 19 век.

История на откритията

Има красива легендаче Менделеев е видял таблицата си насън, а на сутринта се е събудил и я е записал. Всъщност това е само мит. Самият учен многократно е казвал, че е посветил 20 години от живота си на създаването и усъвършенстването на периодичната таблица на елементите.

Всичко започна с факта, че Дмитрий Иванович реши да напише учебник по неорганична химия за студенти, в който щеше да систематизира всички знания, известни по това време. И разбира се, той разчиташе на постиженията и откритията на своите предшественици. За първи път вниманието към връзката между атомните тегла и свойствата на елементите беше привлечено от немския химик Дьоберейнер, който се опита да раздели познатите му елементи на триади със сходни свойства и тегла, определено правило. Във всяко трио среден елементимаше тегло, близко до средноаритметичното на двата крайни елемента. По този начин ученият успя да формира пет групи, например Li-Na-K; Cl-Br-I. Но това далеч не бяха всички известни елементи. В допълнение, триото от елементи очевидно не изчерпва списъка от елементи с подобни свойства. Опитите за намиране на общ модел по-късно бяха направени от германците Гмелин и фон Петенкофер, французите Дж. Дюма и де Шанкуртуа, британците Нюландс и Одлинг. Най-напред напредва немският учен Майер, който през 1864 г. съставя таблица, много подобна на периодичната таблица, но съдържа само 28 елемента, докато вече са известни 63.

За разлика от своите предшественици, Менделеев успя направете таблица, която включва всички известни елементи, разположени в определена система. В същото време той остави някои клетки празни, изчислявайки грубо атомните тегла на някои елементи и описвайки техните свойства. Освен това руският учен има смелостта и далновидността да обяви, че откритият от него закон е универсален закон на природата и го нарече „периодичен закон“. Казвайки „а“, той отиде по-далеч и коригира атомните тегла на елементите, които не се вписват в таблицата. При по-внимателно разглеждане се оказва, че корекциите му са верни и откриването на описаните от него хипотетични елементи е окончателното потвърждение на истинността на новия закон: практиката доказва валидността на теорията.

Алхимиците също се опитаха да намерят закон на природата, въз основа на който би било възможно да се систематизират химичните елементи. Но им липсваше надеждна и подробна информация за елементите. До средата на XIX век. знанията за химичните елементи станаха достатъчни и броят на елементите се увеличи толкова много, че в науката възникна естествена нужда да ги класифицира. Първите опити за класифициране на елементите на метали и неметали се оказват несъстоятелни. Предшествениците на Д. И. Менделеев (И. В. Деберейнер, Дж. А. Нюландс, Л. Ю. Майер) направиха много, за да подготвят откриването на периодичния закон, но не можаха да разберат истината. Дмитрий Иванович установи връзка между масата на елементите и техните свойства.

Дмитрий Иванович е роден в Тоболск. Той беше седемнадесетото дете в семейството. След като завършва гимназия в родния си град, Дмитрий Иванович постъпва в Главния педагогически институт в Санкт Петербург, след което завършва две години на научно пътуване в чужбина със златен медал. След завръщането си е поканен в Петербургския университет. Започвайки да чете лекции по химия, Менделеев не намери нищо, което би могло да се препоръча на студентите като учебно ръководство. И реши да пише нова книга- Основи на химията.

Откриването на периодичния закон е предшествано от 15 години упорит труд. На 1 март 1869 г. Дмитрий Иванович планира да напусне Санкт Петербург за провинцията по работа.

Периодичният закон е открит въз основа на характеристиките на атома - относителната атомна маса .

Менделеев подрежда химичните елементи във възходящ ред на техните атомни маси и забелязва, че свойствата на елементите се повтарят след определен интервал - период, Дмитрий Иванович поставя периодите един под друг, така че подобни елементи да са разположени един под друг други - на същия вертикал, така че периодичната система е изградена елементи.

1 март 1869 г Формулирането на периодичния закон от D.I. Менделеев.

Свойствата на простите вещества, както и формите и свойствата на съединенията на елементите, са в периодична зависимост от големината на атомните тегла на елементите.

За съжаление, в началото имаше много малко привърженици на периодичния закон, дори сред руските учени. Има много противници, особено в Германия и Англия.
Откриването на периодичния закон е блестящ пример за научно предвиждане: през 1870 г. Дмитрий Иванович предсказва съществуването на три неизвестни тогава елемента, които той нарича екасилиций, екаалуминий и екабор. Той също така успя да предскаже правилно най-важните свойства на новите елементи. И след 5 години, през 1875 г., френският учен П.Е. Lecoq de Boisbaudran, който не знае нищо за работата на Дмитрий Иванович, открива нов метал, наричайки го галий. По редица свойства и метод на откриване галият съвпада с екаалуминия, предсказан от Менделеев. Но теглото му беше по-малко от предвиденото. Въпреки това Дмитрий Иванович изпрати писмо до Франция, настоявайки за прогнозата си.
Научният свят беше изумен от предсказанието на Менделеев за свойствата екаалуминий се оказа толкова точен. От този момент периодичният закон започва да се утвърждава в химията.
През 1879 г. Л. Нилсън в Швеция открива скандий, който въплъщава предсказаното от Дмитрий Иванович екабор .
През 1886 г. К. Винклер открива германий в Германия, който се оказва екзасилиций .

Но геният на Дмитрий Иванович Менделеев и неговите открития не са само тези предсказания!

На четири места от периодичната система Д. И. Менделеев подрежда елементите в реда на увеличаване на атомните маси:

Още в края на 19 век Д.И. Менделеев пише, че очевидно атомът се състои от други по-малки частици. След смъртта му през 1907 г. е доказано, че атомът се състои от елементарни частици. Теорията за структурата на атома потвърди правилността на Менделеев, пермутациите на тези елементи, които не съответстват на растежа на атомните маси, са напълно оправдани.

Съвременната формулировка на периодичния закон.

Свойствата на химичните елементи и техните съединения са в периодична зависимост от големината на заряда на ядрата на техните атоми, което се изразява в периодичното повторение на структурата на външната валентна електронна обвивка.
И сега, повече от 130 години след откриването на периодичния закон, можем да се върнем към думите на Дмитрий Иванович, взети за мото на нашия урок: „Бъдещето не заплашва периодичния закон с унищожение, а само надстройка и обещано развитие.” Колко химически елемента са открити досега? И това далеч не е границата.

Графичното представяне на периодичния закон е периодичната система на химичните елементи. Това е кратък синопсис на цялата химия на елементите и техните съединения.

Промени в свойствата в периодичната система с увеличаване на стойността на атомните тегла в периода (отляво надясно):

1. Металните свойства намаляват

2. Неметалните свойства се увеличават

3. Свойствата на висшите оксиди и хидроксиди се променят от основни през амфотерни до киселинни.

4. Валентността на елементите във формулите на висшите оксиди се увеличава от азпредиVII, а във формулите на летливите водородни съединения намалява от IV предиаз.

2.3. Периодичен закон на Д. И. Менделеев.

Законът е открит и формулиран от Д. И. Менделеев: „Свойствата на простите тела, както и формите и свойствата на съединенията на елементите са в периодична зависимост от атомните тегла на елементите.“ Законът е създаден въз основа на задълбочен анализ на свойствата на елементите и техните съединения. Изключителните постижения на физиката, главно развитието на теорията за структурата на атома, позволиха да се разкрие физическата същност на периодичния закон: периодичността в промяната на свойствата на химичните елементи се дължи на периодичната промяна в естеството на запълване на външния електронен слой с електрони, тъй като броят на електроните, определен от заряда на ядрото, се увеличава. Зарядът е равен на поредния номер на елемента в периодичната система. Съвременната формулировка на периодичния закон: "Свойствата на елементите и образуваните от тях прости и сложни вещества са в периодична зависимост от заряда на ядрото на атомите." Създаден от Д. И. Менделеев през 1869-1871 г. периодичната система е естествена класификация на елементите, математическо отражение на периодичния закон.

Менделеев не само пръв точно формулира този закон и представя съдържанието му под формата на класическа таблица, но и изчерпателно го обоснова, показа огромното му научно значение като ръководен класификационен принцип и като мощно средство за научно изследване.

Физическият смисъл на периодичния закон. Открито е едва след като се установява, че зарядът на атомното ядро ​​нараства при прехода от един химичен елемент към следващия (в периодичната система) на единица елементарен заряд. Числено зарядът на ядрото е равен на поредния номер (атомен номер Z) на съответния елемент в периодичната система, тоест броят на протоните в ядрото, който от своя страна е равен на броя на електроните на съответния неутрален атом. Химичните свойства на атомите се определят от структурата на техните външни електронни обвивки, която периодично се променя с увеличаване на ядрения заряд и следователно периодичният закон се основава на идеята за промяна на заряда на ядрото на атомите, а не атомната маса на елементите. Визуална илюстрация на периодичния закон - извити периодични промени на някои физични величини(йонизационни потенциали, атомни радиуси, атомни обеми) в зависимост от Z. Няма общ математически израз за периодичния закон. Периодичният закон има голямо природонаучно и философско значение. Това направи възможно да се разгледат всички елементи в тяхната взаимовръзка и да се предскажат свойствата на непознати елементи. Благодарение на периодичния закон много научни изследвания (например в областта на изучаването на структурата на материята - в химията, физиката, геохимията, космохимията, астрофизиката) са станали целенасочени. Периодичният закон е ярко проявление на действието общи законидиалектика, по-специално законът за прехода на количеството в качество.

Физическият етап от развитието на периодичния закон може от своя страна да бъде разделен на няколко етапа:

1. Установяване на делимостта на атома въз основа на откриването на електрона и радиоактивността (1896-1897);

2. Разработване на модели на структурата на атома (1911-1913);

3. Откриване и развитие на изотопната система (1913 г.);

4. Откриването на закона на Моузли (1913 г.), който дава възможност експериментално да се определи зарядът на ядрото и номерът на елемента в периодичната система;

5. Развитие на теорията на периодичната система въз основа на идеи за структурата на електронните обвивки на атомите (1921-1925);

6. Създаване на квантовата теория на периодичната система (1926-1932).

2.4. Прогноза за съществуването на неизвестни елементи.

Най-важното в откриването на Периодичния закон е предсказанието за съществуването на все още неоткрити химични елементи. Под алуминия Al Менделеев е оставил място за аналога му "екаалуминий", под бор В - за "екабор", а под силиций Si - за "екасилиций". Така Менделеев нарича химичните елементи, които все още не са били открити. Той дори им даде символите El, Eb и Es.

По отношение на елемента "екасилиций" Менделеев пише: "Струва ми се, че най-интересният от несъмнено липсващите метали ще бъде този, който принадлежи към IV група на въглеродните аналози, а именно към III серия. Това ще бъде металът непосредствено след силиция и затова нека го наречем екасилиц." Наистина, този все още неоткрит елемент трябваше да се превърне в нещо като "ключалка", свързваща два типични неметала - въглерод С и силиций Si - с два типични метала - калай Sn и олово Pb.

След това той прогнозира съществуването на още осем елемента, включително "dwitellurium" - полоний (открит през 1898 г.), "ekaioda" - астат (открит през 1942-1943 г.), "dvimanganese" - технеций (открит през 1937 г.) , "ekacesia" - Франция (открит през 1939 г.)

През 1875 г. френският химик Пол-Емил Лекок дьо Боабодран открива в минерала вюрцит - цинков сулфид ZnS - "екаалуминия", предсказан от Менделеев, и го нарича галий Ga в чест на родината си (латинското име на Франция е "Галия") .

Менделеев точно прогнозира свойствата на екаалуминия: неговата атомна маса, плътността на метала, формулата на оксида El 2 O 3, хлорида ElCl 3, сулфата El 2 (SO 4) 3. След откриването на галия, тези формули започват да се записват като Ga 2 O 3, GaCl 3 и Ga 2 (SO 4) 3 . Менделеев прогнозира, че това ще бъде много разтопим метал и наистина се оказва, че точката на топене на галия е 29,8 ° C. По отношение на разтопимостта галият е на второ място след живака Hg и цезия Cs.

Средното съдържание на галий в земната кораотносително високо, 1,5-10-30% от теглото, което е равно на съдържанието на олово и молибден. Галият е типичен микроелемент. Единственият минерал Галий, галдит CuGaS2, е много рядък. Галият е стабилен на въздух при обикновени температури. Над 260°C в сух кислород се наблюдава бавно окисление (оксидният филм предпазва метала). В сярна и солна киселина галият се разтваря бавно, във флуороводородна - бързо, в азотна киселинаГалият е стабилен на студено. Галият бавно се разтваря в горещи алкални разтвори. Хлорът и бромът реагират с галий на студено, йодът - при нагряване. Разтопеният галий при температури над 300 ° C взаимодейства с всички структурни метали и сплави Отличителна чертаГалий - голям интервал течно състояние(2200 ° C) и ниско налягане на парите при температури до 1100-1200 ° C .. Геохимията на галия е тясно свързана с геохимията на алуминия, поради сходството на техните физични и химични свойства. Основната част от галия в литосферата е затворен в алуминиеви минерали. Съдържанието на галий в боксит и нефелин варира от 0,002 до 0,01%. Повишени концентрации на галий се наблюдават и в сфалеритите (0,01-0,02%), във въглищата (заедно с германия), както и в някои железни руди. Галият все още няма широко индустриално приложение. Потенциално възможните мащаби на производство на страничен продукт от галий в производството на алуминий все още значително надвишават търсенето на метала.

Най-обещаващото приложение на галия е под формата на химични съединения като GaAs, GaP, GaSb, които имат полупроводникови свойства. Те могат да се използват във високотемпературни токоизправители и транзистори, слънчеви клетки и други устройства, където може да се използва фотоелектричният ефект в блокиращия слой, както и в приемници на инфрачервено лъчение. Галият може да се използва за направата на оптични огледала, които са силно отразяващи. Предложена е сплав от алуминий с галий вместо живак като катод за ултравиолетовите лампи, използвани в медицината. Предлага се течният галий и неговите сплави да се използват за производството на високотемпературни термометри (600-1300 ° C) и манометри. Интерес представлява използването на галий и неговите сплави като течен охлаждащ агент в енергетиката ядрени реактори(Това се предотвратява от активното взаимодействие на галий при работни температури със структурни материали; евтектичната сплав Ga-Zn-Sn има по-малък корозивен ефект от чистия галий).

През 1879 г. шведският химик Ларс Нилсън открива скандий, предсказан от Менделеев като ecabor Eb. Нилсън пише: „Няма съмнение, че екабор е открит в скандий... Така най-ясно се потвърждават съображенията на руския химик, които не само направиха възможно да се предскаже съществуването на скандий и галий, но и да се предвиди техните най-важни свойства предварително." Скандият е кръстен на родината на Нилсън в Скандинавия и той го открива в сложния минерал гадолинит, който има състав Be 2 (Y, Sc) 2 FeO 2 (SiO 4) 2 . Средното съдържание на скандий в земната кора (кларк) е 2,2-10-3% от теглото. Съдържанието на скандий варира в скалите: в ултраосновни скали 5-10-4, в основни скали 2,4-10-3, в средни скали 2,5-10-4, в гранити и сиенити 3,10-4; в седиментни скали (1-1,3).10-4. Скандият се концентрира в земната кора в резултат на магмени, хидротермални и супергенни (повърхностни) процеси. Известни са два минерала, присъщи на скандия - тортвеитит и стеретит; те са изключително редки. Скандият е мек метал, в чисто състояние лесно се обработва - кова, валцува, щампова. Обхватът на употреба на Scandium е много ограничен. Скандиевият оксид се използва за производство на ферити за елементи на паметта във високоскоростни компютри. Радиоактивният 46Sc се използва в анализа на неутронно активиране и в медицината. Скандиевите сплави, които имат ниска плътност и висока точка на топене, са обещаващи като структурни материали в ракетостроенето и самолетостроенето, а редица скандиеви съединения могат да се използват в производството на фосфор, оксидни катоди, в стъкларската и керамичната промишленост, в химическа индустрия(като катализатори) и в други области. През 1886 г. професорът от Минната академия във Фрайбург, немският химик Клеменс Винклер, анализирайки редкия минерал аргиродит със състав Ag 8 GeS 6, открива друг елемент, предсказан от Менделеев. Винклер нарече открития от него елемент германий Ge в чест на родината си, но по някаква причина това предизвика остри възражения от страна на някои химици. Те започнаха да обвиняват Винклер в национализъм, в присвояване на откритието, направено от Менделеев, който вече беше дал на елемента името "еказилиций" и символа Es. Обезсърчен, Винклер се обърна за съвет към самия Дмитрий Иванович. Той обясни, че именно откривателят на новия елемент трябва да му даде име. Общото съдържание на германий в земната кора е 7,10-4% от масата, т.е. повече от например антимон, сребро, бисмут. Собствените минерали на германия обаче са изключително редки. Почти всички са сулфосоли: германит Cu2 (Cu, Fe, Ge, Zn)2 (S, As)4, аргиродит Ag8GeS6, конфилдит Ag8(Sn, Ce) S6 и др. големи числаскали и минерали: в сулфидни руди на цветни метали, в железни руди, в някои оксидни минерали (хромит, магнетит, рутил и др.), в гранити, диабази и базалти. В допълнение, германий присъства в почти всички силикати, в някои находища черни въглищаи масло. Германият е един от най-ценните материали в съвременната полупроводникова технология. Използва се за производство на диоди, триоди, кристални детектори и токоизправители. Монокристалният германий се използва също в дозиметрични инструменти и инструменти, които измерват силата на постоянни и променливи магнитни полета. Важна област на приложение на германия е инфрачервената технология, по-специално производството на детектори за инфрачервено лъчение, работещи в областта от 8-14 микрона. Много сплави, съдържащи германий, стъкла на основата на GeO2 и други германиеви съединения са обещаващи за практическа употреба.

Менделеев не може да предскаже съществуването на групата благородни газове и първоначално те не намират място в Периодичната система.

Откриването на аргона Ar от английските учени У. Рамзи и Дж. Рейли през 1894 г. веднага предизвика разгорещени дискусии и съмнения относно периодичния закон и периодичната таблица на елементите. Менделеев първоначално смята аргона за алотропна модификация на азота и едва през 1900 г., под натиска на неоспорими факти, се съгласява с присъствието в периодичната система на "нулевата" група химични елементи, която е заета от други благородни газове, открити след аргона . Сега тази група е известна под номер VIIIA.

През 1905 г. Менделеев пише: „Очевидно бъдещето не заплашва периодичния закон с унищожение, а само обещава надстройки и развитие, въпреки че като руснак искаха да ме изтрият, особено немците“.

Откриването на Периодичния закон ускорява развитието на химията и откриването на нови химични елементи.

Лицейски изпит, където старият Державин благославя младия Пушкин. Ролята на метъра се играе от академик Ю.Ф.Фрицше, известен специалист по органична химия. Докторска дисертация Д. И. Менделеев завършва гл Педагогически институтпрез 1855 г. Докторската дисертация „Изоморфизмът във връзка с други отношения на кристалната форма към състава“ става първата му голяма научна ...

Най-вече по въпроса за капилярността и повърхностното напрежение на течности, а свободното си време прекарва в кръга на младите руски учени: S.P. Боткин, И.М. Сеченов, И.А. Вишнеградски, А.П. Бородина и др.. През 1861 г. Менделеев се завръща в Санкт Петербург, където възобновява лекциите по органична химия в университета и публикува учебник, забележителен за това време: "Органична химия", в ...

Периодичният закон е формулиран от Д. И. Менделеев през \ (1869 \) година. По това време са известни \(63\) химични елементи. Като основно свойство на елементите Менделеев избра относителна атомна маса . Той също така взе предвид състава, физичните и химичните свойства на прости и сложни вещества, образувани от елемента.

Подреждайки всички известни химични елементи във възходящ ред на атомните маси, Менделеев открива, че свойствата се повтарят през определен бройелементи.

Нека повторим действията на Менделеев, като вземем предвид факта, че по негово време благородните газове все още не са били познати. Да подредим елементите във възходяща атомна маса (втори ред на таблицата), да посочим металните и неметалните свойства, формулите и свойствата на висшите оксиди и хидроксиди, както и формулите на газообразните водородни съединения.

Ако внимателно анализирате получените последователности, можете да видите повторяемостта на металните и неметалните свойства, състава и свойствата на съединенията. Седем елемента от алкалния метал литий в серията е алкалният метал натрий, а седем елемента от халогенния флуор е халогенният хлор. След седем елемента се появяват същите формули на оксиди и водородни съединения, тъй като стойностите на валентността в съединенията с кислород и водород се повтарят. Можем да съставим техните общи формули.

Формули на висши оксиди: R 2 O, RO, R 2 O 3, R O 2, R 2 O 5, R O 3, R 2 O 7.

Летливи водородни съединения (за неметали): R H 4, R H 3, R H 2, RH.

Така Менделеев установява честота на промени в собствеността с увеличаване на атомната маса. В статията "Периодична закономерност на химичните елементи" Д. И. Менделеев дава следната формулировка на периодичния закон:

Преведено на съвременен научен език, това звучи така:

"Свойствата на простите вещества, както и съставът и свойствата на съединенията на елементите, са в периодична зависимост от относителните атомни маси."

Менделеев разделя всички елементи на периоди.

месечен цикъл- поредица от елементи, подредени в реда на увеличаване на относителната атомна маса, започвайки с алкален метал и завършвайки с халоген и инертен газ.

В периода:

• металните свойства на простите вещества постепенно отслабват, а неметалните се засилват;
• най-високата валентност на елементите по отношение на кислорода се увеличава от I (за алкални метали) до VII (за халогени);
• валентността на неметалните елементи в летливите водородни съединения намалява от IV до I (за халогени);
• свойствата на висшите оксиди и хидроксиди постепенно се променят от основни през амфотерни към киселинни.

Периодичният закон има по-нататъчно развитиеслед изучаване на структурата на атома от физици. Оказа се, че основна характеристикахимическият елемент не е относителната атомна маса, а зарядът на ядрото на атома. Съвременната формулировка на периодичния закон е донякъде модифицирана:

"Свойствата на химичните елементи и техните съединения са в периодична зависимост от зарядите на атомните ядра."