فرمول شیمی قانون تناوبی. قانون تناوبی مندلیف، ماهیت و تاریخچه کشف

4.1. قانون تناوبی D.I. مندلیف

قانون تناوبی بزرگترین دستاورد علم شیمی، اساس تمام شیمی مدرن است. با کشف او، شیمی دیگر علمی توصیفی نبود، آینده نگری علمی در آن ممکن شد.

قانون دوره ای باز است D. I. مندلیفدر سال 1869، دانشمند این قانون را به شرح زیر تدوین کرد: "خواص اجسام ساده، و همچنین شکل ها و خواص ترکیبات عناصر، در یک وابستگی دوره ای به بزرگی وزن اتمی عناصر است."

مطالعه دقیق تر ساختار ماده نشان داد که تناوب خواص عناصر نه به جرم اتمی، بلکه به ساختار الکترونیکی اتم ها مربوط می شود.

بار هسته ای مشخصه ای است که ساختار الکترونیکی اتم ها و در نتیجه خواص عناصر را تعیین می کند. بنابراین، در فرمول مدرن، قانون تناوبی به این صورت است: خواص مواد سادهو همچنین اشکال و خواص ترکیبات عناصر در یک وابستگی دوره ای به شماره سریال (به مقدار بار هسته اتم های آنها) است.

بیان قانون تناوبی، نظام تناوبی عناصر است.

4.2. سیستم تناوبی D.I. مندلیف

سیستم تناوبی عناصر D.I. مندلیف از هفت دوره تشکیل شده است که دنباله های افقی عناصر هستند که به ترتیب صعودی بار هسته اتمی آنها مرتب شده اند. دوره های 1، 2، 3، 4، 5، 6 به ترتیب شامل 2، 8، 8، 18، 18، 32 عنصر هستند. دوره هفتم تکمیل نشده است. دوره های 1، 2 و 3 نامیده می شوند کم اهمیتبقیه - بزرگ

هر دوره (به استثنای دوره اول) با اتم ها شروع می شود فلزات قلیایی(Li، Na، K، Rb، Cs، Fr) و با یک گاز نجیب (Ne، Ar، Kr، Xe، Rn) که قبل از یک غیر فلز معمولی قرار دارد، به پایان می رسد. در دوره های از چپ به راست، فلز به تدریج ضعیف می شود و افزایش نمی یابد. خواص فلزی، زیرا با رشد بار مثبت هسته اتم ها، تعداد الکترون ها در سطح بیرونی افزایش می یابد.

در دوره اول، علاوه بر هلیوم، تنها یک عنصر وجود دارد - هیدروژن. به طور مشروط در زیر گروه IA یا VIIA قرار می گیرد، زیرا شباهت هایی با فلزات قلیایی و هالوژن ها نشان می دهد. شباهت هیدروژن با فلزات قلیایی در این واقعیت آشکار می شود که هیدروژن، مانند فلزات قلیایی، یک عامل کاهش دهنده است و با اهدای یک الکترون، یک کاتیون باردار را تشکیل می دهد. هیدروژن شباهت بیشتری با هالوژن دارد: هیدروژن مانند هالوژن ها غیرفلزی است، مولکول آن دو اتمی است، می تواند نشان دهد. خواص اکسید کننده، تشکیل هیدریدهای نمک مانند با فلزات فعال، به عنوان مثال، NaH، CaH 2.

در دوره چهارم، کلسیم توسط 10 عنصر انتقالی (دهه Sc - Zn) و به دنبال آن 6 عنصر اساسی باقیمانده دوره (Ga - Kr) دنبال می شود. دوره پنجم نیز به همین ترتیب ساخته شده است. مفهوم عنصر انتقالمعمولاً برای اشاره به هر عنصری با ظرفیت d- یا f-الکترون استفاده می شود.

دوره ششم و هفتم دارای درج مضاعف عناصر هستند. بعد از عنصر Ba یک دهه درهم از عناصر d (La - Hg) وجود دارد و پس از اولین عنصر انتقالی La، 14 عنصر f وجود دارد - لانتانیدها(سه - لو). بعد از جیوه، 6 p-عنصر اصلی باقیمانده دوره ششم (Tl - Rn) قرار دارند.

در دوره هفتم (ناقص)، Ac با 14 عنصر f دنبال می شود. اکتینیدها(th - Lr). AT اخیرا La و Ac به ترتیب به عنوان لانتانیدها و اکتینیدها طبقه بندی شدند. لانتانیدها و اکتینیدها به طور جداگانه در پایین جدول قرار می گیرند.

بنابراین، هر عنصر در سیستم تناوبی یک موقعیت کاملاً تعریف شده را اشغال می کند که مشخص شده است ترتیبییا اتمی،عدد.

در سیستم تناوبی، هشت گروه (I - VIII) به صورت عمودی قرار دارند که به نوبه خود به زیر گروه ها تقسیم می شوند - اصلی،یا زیر گروه های A و سمت،یا زیر گروه B. زیر گروه VIIB ویژه است، شامل سه گانهعناصری که خانواده آهن (Fe، Co، Ni) و فلزات پلاتین (Ru، Rh، Pd، Os، Ir، Pt) را تشکیل می دهند.

شباهت عناصر در هر زیرگروه قابل توجه ترین و مهم ترین الگو در سیستم تناوبی است. در زیرگروه های اصلی از بالا به پایین خواص فلزی افزایش و خواص غیرفلزی ضعیف می شود. در این حالت، افزایش پایداری ترکیبات عناصر در کمترین حالت اکسیداسیون برای این زیر گروه وجود دارد. در زیرگروه های جانبی، برعکس، از بالا به پایین، خواص فلزی ضعیف شده و پایداری ترکیبات با بالاترین درجهاکسیداسیون

4.3. سیستم تناوبی و پیکربندی الکترونیکی اتم ها

از آنجایی که در واکنش های شیمیاییهسته های اتم های واکنش دهنده تغییر نمی کنند خواص شیمیاییاتم ها به ساختار لایه های الکترونی خود بستگی دارند.

پر شدن لایه های الکترونی و لایه های الکترونی اتم ها مطابق با اصل پائولی و قاعده هوند اتفاق می افتد.

اصل پائولی (ممنوعیت پائولی)

دو الکترون در یک اتم نمی توانند چهار عدد کوانتومی یکسان داشته باشند (هر اوربیتال اتمی نمی تواند بیش از دو الکترون داشته باشد).

اصل پائولی حداکثر تعداد الکترون هایی را تعیین می کند که دارای یک عدد کوانتومی اصلی هستند n(یعنی روی یک لایه الکترونی معین قرار دارد): N n = 2n 2 . در اولین لایه الکترونیکی (سطح انرژی) نمی تواند بیش از 2 الکترون باشد، در دوم - 8، در سوم - 18 و غیره.

برای مثال در اتم هیدروژن یک الکترون وجود دارد که در اولین سطح انرژی در حالت 1s قرار دارد. اسپین این الکترون می تواند به طور دلخواه هدایت شود (m s = +1/2 یا m s = -1/2). بار دیگر باید تاکید کرد که سطح انرژی اول شامل یک زیرسطح - 1s، سطح انرژی دوم - از دو سطح فرعی - 2s و 2p، سوم - از سه سطح فرعی - 3s، 3p، 3d و غیره است. سطح فرعی به نوبه خود حاوی اوربیتال هایی است که تعداد آنها توسط عدد کوانتومی جانبی تعیین می شود ل و برابر با (2 ل + 1). هر اوربیتال به طور معمول با یک سلول نشان داده می شود، الکترونی که روی آن قرار دارد - با یک فلش، جهت آن جهت گیری اسپین این الکترون را نشان می دهد. این به این معنی است که وضعیت یک الکترون در اتم هیدروژن را می توان به صورت 1s 1 نشان داد یا به عنوان یک سلول کوانتومی نشان داد، شکل. 4.1:

برنج. 4.1. نمادالکترون در اتم هیدروژن در اوربیتال های 1s

برای هر دو الکترون اتم هلیوم n=1، ل = 0، متر ل= 0، m s = +1/2 و -1/2. بنابراین، فرمول الکترونیکی هلیوم 1s 2 است. لایه الکترونی هلیوم کامل و بسیار پایدار است. هلیم یک گاز نجیب است.

طبق اصل پائولی، هیچ دو الکترونی با اسپین های موازی نمی توانند در یک مدار باشند. سومین الکترون در اتم لیتیوم اوربیتال 2s را اشغال می کند. پیکربندی الکترونیکی Li: 1s 2 2s 1 و برای بریلیوم 1s 2 2s 2. از آنجایی که اوربیتال 2s پر شده است، الکترون پنجم در اتم بور اوربیتال 2p را اشغال می کند. در n= عدد کوانتومی 2 طرفه (اوربیتال). ل مقادیر 0 و 1 را می گیرد. When ل = 0 (وضعیت 2 ثانیه) m ل= 0، در حالی که ل = 1 (2p حالت است) m لمی تواند برابر با 1 باشد. 0; -یک حالت 2p مربوط به سه سلول انرژی است، شکل. 4.2.

برنج. 4.2. مکان الکترون های اتم بور در اوربیتال ها

برای یک اتم نیتروژن (پیکربندی الکترونیکی 1s 2 2s 2 2p 3 دو الکترون در سطح اول، پنج - در سطح دوم) دو نوع ساختار الکترونیکی زیر ممکن است، شکل. 4.3:

برنج. 4.3. گزینه های ممکن برای آرایش الکترون های اتم نیتروژن در اوربیتال ها

در طرح اول، شکل 4.3a، کل اسپین 1/2 (+1/2 –1/2 +1/2) است، در طرح دوم (شکل 4.3b)، کل اسپین 3/2 است ( +1/2 + 1/2 + 1/2). محل چرخش ها مشخص می شود قانون هوندکه میخواند: سطوح انرژی به گونه ای پر می شود که کل اسپین حداکثر باشد.

به این ترتیب , از دو طرح داده شده از ساختار اتم نیتروژن، اولین مورد مربوط به حالت پایدار (با کمترین انرژی) است، که در آن همه الکترون‌های p اوربیتال‌های مختلفی را اشغال می‌کنند. اوربیتال های سطح فرعی به روش زیر پر می شوند: اول، یک الکترون با اسپین های یکسان، و سپس الکترون دوم با اسپین های مخالف.

با شروع با سدیم، سطح سوم انرژی با n = 3 پر می شود. 4.4.

برنج. 4.4. توزیع الکترون ها در اوربیتال ها برای اتم های عناصر دوره سوم در حالت پایه

در یک اتم، هر الکترون یک اوربیتال آزاد با کمترین انرژی مربوط به بزرگترین پیوند آن با هسته را اشغال می کند. در سال 1961 V.M. کلچکوفسکی فرموله کرد موقعیت عمومی، به موجب آن انرژی اوربیتال های الکترونی به ترتیب افزایش مجموع اعداد کوانتومی اصلی و ثانویه افزایش می یابد. n + l) و در صورت برابری این مجموع، اوربیتال با مقدار کمتر از عدد کوانتومی اصلی n انرژی کمتری دارد.

ترتیب سطوح انرژی به ترتیب صعودی انرژی تقریباً به شرح زیر است:

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

توزیع الکترون ها را در اوربیتال های اتم های عناصر دوره چهارم در نظر بگیرید (شکل 4.5).

برنج. 4.5. توزیع الکترون ها بر روی اوربیتال های اتم های عناصر دوره چهارم در حالت پایه

پس از پتاسیم (پیکربندی الکترونیکی 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1) و کلسیم (پیکربندی الکترونیکی 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2)، قسمت درونی با 3 الکترومغناطیسی پر شده است. روی). لازم به ذکر است که دو ناهنجاری وجود دارد: برای اتم های کروم و مس با 4 س-پوسته شامل دو الکترون نیست، بلکه یک الکترون دارد، یعنی. به اصطلاح "شکست" الکترون 4s خارجی به پوسته 3 بعدی قبلی رخ می دهد. ساختار الکترونیکی اتم کروم را می توان به صورت زیر نشان داد (شکل 4.6).

برنج. 4.6. توزیع مداری الکترون ها برای یک اتم کروم

دلیل فیزیکی "نقض" ترتیب پر شدن با قدرت نفوذ متفاوت اوربیتال های الکترونی به هسته، پایداری ویژه پیکربندی های الکترونیکی d 5 و d 10، f 7 و f 14 مرتبط با پر شدن اوربیتال های الکترونیکی با یک یا دو الکترون و همچنین اثر غربالگری لایه های الکترونیکی داخلی هسته های بار.

تنظیمات الکترونیکیاتم های منگنز، آهن، کبالت، نیکل، مس و روی با فرمول های زیر نشان داده می شوند:

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 روی 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 .

پس از روی، از عنصر 31 - گالیم تا عنصر 36 - کریپتون، پر شدن لایه چهارم (4p - پوسته) ادامه می یابد. پیکربندی الکترونیکی این عناصر به شرح زیر است:

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 به عنوان 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 4 P 4

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

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

لازم به ذکر است که اگر طرد پائولی نقض نشود، الکترون ها در حالت های برانگیخته می توانند در اوربیتال های اتمی دیگر قرار گیرند.

4.4. انواع عناصر شیمیایی

تمام عناصر سیستم تناوبی به چهار نوع تقسیم می شوند:

1. در اتم ها عناصر sپوسته های لایه بیرونی (n) پر شده است. عناصر s هیدروژن، هلیوم و دو عنصر اول هر دوره هستند.

2. در اتم ها عناصر pپوسته های p با الکترون ها پر شده اند سطح خارجی(n.p.). عناصر p شامل 6 عنصر آخر هر دوره (به جز اولین) است.

3. انجام دهید عناصر dپوسته d سطح دوم خارج (n-1) d با الکترون پر شده است. اینها عناصر دهه های درهم تنیده از دوره های بزرگ هستند که بین عناصر s و p قرار گرفته اند.

4. انجام دهید عناصر fپر از الکترون های f-زیرسطح سومین سطح خارجی (n-2) f . خانواده عناصر f شامل لانتانیدها و اکتینیدها هستند.

از در نظر گرفتن ساختار الکترونیکی اتم های تحریک نشده، بسته به عدد اتمی عنصر، چنین می شود:

تعداد سطوح انرژی (لایه های الکترونیکی) یک اتم هر عنصر برابر است با تعداد دوره ای که عنصر در آن قرار دارد. از این رو، عناصر s در همه دوره ها، عناصر p در دوره دوم و پس از آن، عناصر d در دوره چهارم و پس از آن، و عناصر f در دوره ششم و هفتم قرار دارند.

عدد دوره با عدد کوانتومی اصلی الکترون های بیرونی اتم منطبق است.

عناصر s و p زیر گروه های اصلی را تشکیل می دهند، عناصر d زیرگروه های ثانویه را تشکیل می دهند، عناصر f خانواده هایی از لانتانیدها و اکتینیدها را تشکیل می دهند. بنابراین، این زیر گروه شامل عناصری است که اتم‌های آن‌ها معمولاً ساختار مشابهی نه تنها در لایه بیرونی، بلکه در لایه قبل از بیرونی نیز دارند (به استثنای عناصری که در آن‌ها "شب" الکترون وجود دارد).

شماره گروه معمولاً تعداد الکترون هایی را نشان می دهد که می توانند در تشکیل پیوندهای شیمیایی شرکت کنند. این معنای فیزیکی شماره گروه است. برای عناصر زیرگروه های ثانویه، الکترون های ظرفیت نه تنها بیرونی، بلکه لایه های ماقبل آخر نیز هستند. این تفاوت اصلی در خواص عناصر زیرگروه اصلی و فرعی است.

عناصر با ظرفیت d- یا f-الکترون عناصر انتقالی نامیده می شوند.

تعداد گروه، به عنوان یک قاعده، برابر با بالاترین حالت اکسیداسیون مثبت عناصری است که آنها در ترکیبات نشان می دهند. یک استثنا فلوئور است - حالت اکسیداسیون آن -1 است. از عناصر گروه هشت، تنها Os، Ru و Xe حالت اکسیداسیون 8+ دارند.

4.5. تناوب خواص اتم های عناصر

ویژگی های اتم ها مانند شعاع، انرژی یونیزاسیون، میل ترکیبی الکترون، الکترونگاتیوی، حالت اکسیداسیون، با ساختار الکترونیکی اتم مرتبط است.

شعاع اتم های فلز و شعاع کووالانسی اتم های غیر فلز وجود دارد. شعاع اتم های فلزات بر اساس فواصل بین اتمی محاسبه می شود که برای اکثر فلزات بر اساس داده های تجربی به خوبی شناخته شده است. در این حالت شعاع یک اتم فلز برابر با نصف فاصله بین مراکز دو اتم همسایه است. شعاع کووالانسی غیر فلزات در مولکول ها و بلورهای مواد ساده به روشی مشابه محاسبه می شود. هرچه شعاع اتمی بزرگتر باشد، الکترون های بیرونی راحت تر از هسته جدا می شوند (و بالعکس). برخلاف شعاع اتمی، شعاع یونی مقادیر متعارفی است.

از چپ به راست، در دوره‌ها، مقدار شعاع اتمی فلزات کاهش می‌یابد و شعاع اتمی غیر فلزات به شکل پیچیده‌ای تغییر می‌کند، زیرا به ماهیت پیوند شیمیایی بستگی دارد. به عنوان مثال، در دوره دوم، شعاع اتمی ابتدا کاهش می یابد و سپس افزایش می یابد، به ویژه هنگامی که به اتم گاز نجیب منتقل می شود.

در زیرگروه های اصلی، با افزایش تعداد لایه های الکترونی، شعاع اتمی از بالا به پایین افزایش می یابد.

شعاع کاتیون کمتر از شعاع اتم مربوطه است و با افزایش بار مثبت کاتیون، شعاع آن کاهش می یابد. برعکس، شعاع یک آنیون همیشه بزرگتر از شعاع اتم متناظر آن است. ذرات (اتم ها و یون ها) که تعداد الکترون های آنها برابر است، ایزوالکترونیک نامیده می شوند. در سری یون های ایزوالکترونیک، شعاع با کاهش شعاع منفی و افزایش شعاع یون مثبت کاهش می یابد. چنین کاهشی، به عنوان مثال، در سری‌ها اتفاق می‌افتد: O 2–، F –، Na +، Mg 2+، Al 3+.

انرژی یونیزاسیونانرژی مورد نیاز برای جدا کردن یک الکترون از اتم در حالت پایه است. معمولاً در الکترون ولت (1 eV = 96.485 kJ/mol) بیان می شود. در یک دوره از چپ به راست، انرژی یونیزاسیون با افزایش بار هسته ای افزایش می یابد. در زیرگروه های اصلی، از بالا به پایین، کاهش می یابد، زیرا فاصله بین الکترون و هسته افزایش می یابد و اثر غربالگری لایه های الکترونی داخلی افزایش می یابد.

جدول 4.1 مقادیر انرژی های یونیزاسیون (انرژی جدا شدن الکترون های اول، دوم و غیره) را برای برخی اتم ها نشان می دهد.

در دوره دوم، هنگام عبور از Li به Ne، انرژی جدا شدن الکترون اول افزایش می یابد (جدول 4.1 را ببینید). با این حال، همانطور که از جدول مشاهده می شود، انرژی یونیزاسیون به طور ناهموار افزایش می یابد: به ترتیب برای بور و اکسیژن به دنبال بریلیم و نیتروژن، کاهش جزئی آن مشاهده می شود که به دلیل ویژگی های ساختار الکترونیکی اتم ها است.

پوسته بیرونی بریلیم کاملا پر شده است، بنابراین، در بور بعدی، یک الکترون وارد اوربیتال p می شود. این الکترون p نسبت به الکترون s با شدت کمتری به هسته متصل است، بنابراین حذف الکترون های p انرژی کمتری نیاز دارد.

جدول 4.1.

انرژی های یونیزاسیون مناتم های عناصر خاص

هر اوربیتال p اتم نیتروژن یک الکترون دارد. در اتم اکسیژن، یک الکترون وارد اوربیتال p می شود که قبلاً توسط یک الکترون اشغال شده است. دو الکترون در یک مدار به شدت دفع می‌شوند، بنابراین حذف یک الکترون از اتم اکسیژن آسان‌تر از اتم نیتروژن است.

فلزات قلیایی کمترین انرژی یونیزاسیون را دارند، بنابراین خواص فلزی مشخصی دارند، بیشترین انرژی یونیزاسیون در گازهای بی اثر است.

میل ترکیبی الکترونانرژی آزاد می شود که یک الکترون به یک اتم خنثی متصل شود. تمایل الکترون، مانند انرژی یونیزاسیون، معمولاً با الکترون ولت بیان می شود. هالوژن ها بیشترین میل ترکیبی الکترونی را دارند، در حالی که فلزات قلیایی کمترین میل ترکیبی را دارند. جدول 4.2 مقادیر میل ترکیبی الکترون را برای اتم های برخی عناصر نشان می دهد.

جدول 4.2.

میل ترکیبی الکترونی اتم های برخی عناصر

الکترونگاتیوی- توانایی یک اتم در یک مولکول یا یون برای جذب الکترون های ظرفیت اتم های دیگر. الکترونگاتیوی (EO) به عنوان یک معیار کمی یک مقدار تقریبی است. حدود 20 مقیاس الکترونگاتیوی پیشنهاد شده است که شناخته شده ترین آنها مقیاس توسعه یافته توسط L. Pauling بود. روی انجیر 4.7 مقادیر EO را با توجه به Pauling نشان می دهد.

برنج. 4.7. الکترونگاتیوی عناصر (طبق نظر پاولینگ)

فلوئور الکترونگاتیوترین عنصر در مقیاس پالینگ است. EO آن برابر با 4 گرفته می شود. کمترین الکترونگاتیو سزیم است. هیدروژن موقعیت میانی را اشغال می کند ، زیرا هنگام تعامل با برخی از عناصر ، الکترون را از دست می دهد و هنگام تعامل با برخی دیگر ، به دست می آورد.

4.6. خواص اسیدی ترکیبات؛ طرح کوسل

کوسل (آلمان) برای توضیح ماهیت تغییر در خواص اسیدی-بازی ترکیبات عناصر، استفاده از یک مدار ساده، بر اساس این فرض که صرفا وجود دارد پیوند یونیو یک برهمکنش کولن بین یون ها وجود دارد. طرح Kossel خواص اسید-باز ترکیبات حاوی ارتباطات E-Nو E-O-N بسته به بار هسته و شعاع عنصری که آنها را تشکیل می دهد.

طرح Kossel برای دو هیدروکسید فلزی، به عنوان مثال، LiOH و KOH، در شکل نشان داده شده است. 4.8.

برنج. 4.8. طرح Kossel برای LiOH و KOH

همانطور که از طرح ارائه شده مشاهده می شود، شعاع یون Li + کمتر از شعاع یون K + است و گروه OH - قوی تر از کاتیون پتاسیم به کاتیون لیتیوم پیوند دارد. در نتیجه تفکیک KOH در محلول آسانتر خواهد بود و خواص اساسی هیدروکسید پتاسیم بارزتر خواهد بود.

به طور مشابه، می توان طرح Kossel را برای دو پایه CuOH و Cu(OH) 2 تجزیه و تحلیل کرد. از آنجایی که شعاع یون Cu 2+ کوچکتر است و بار بیشتر از یون Cu + است، یون Cu 2+ گروه OH - را محکم تر نگه می دارد. در نتیجه، باز Cu(OH) 2 ضعیف تر از CuOH خواهد بود.

به این ترتیب، با افزایش شعاع کاتیون و کاهش بار مثبت آن، استحکام پایه افزایش می یابد.

در زیر گروه های اصلی، از بالا به پایین، استحکام پایه ها افزایش می یابد، زیرا شعاع یون های عنصر در این جهت افزایش می یابد. در دوره های از چپ به راست، کاهش شعاع یون های عناصر و افزایش بار مثبت آنها وجود دارد، بنابراین، در این جهت، استحکام پایه ها کاهش می یابد.

طرح Kossel برای دو اسید آنوکسیک، به عنوان مثال، HCl و HI، در شکل نشان داده شده است. 4.9

برنج. 4.9. طرح کوسل برای HCl و HI

از آنجایی که شعاع یون کلرید کوچکتر از شعاع یون یدید است، یون H+ قوی‌تر به آنیون موجود در مولکول اسید کلریدریک متصل می‌شود، که ضعیف‌تر از اسید هیدرویدیک خواهد بود. به این ترتیب، قدرت اسیدهای آنوکسیک با افزایش شعاع یون منفی افزایش می یابد.

قدرت اسیدهای حاوی اکسیژن برعکس تغییر می کند. با کاهش شعاع یون و افزایش بار مثبت آن افزایش می یابد. روی انجیر 4.10 طرح Kossel را برای دو اسید HClO و HClO4 نشان می دهد.

برنج. 4.10. طرح کوسل برای HClO و HClO 4

یون C1 7+ به شدت به یون اکسیژن متصل است، بنابراین پروتون به راحتی در مولکول HClO 4 تجزیه می شود. در عین حال، پیوند یون C1 + با یون O 2- قوی تر است و در مولکول HC1O، پروتون با شدت بیشتری توسط آنیون O 2- حفظ می شود. در نتیجه HClO 4 اسید قوی تری از HClO خواهد بود.

مزیت طرح Kossel این است که با استفاده از یک مدل ساده، توضیح ماهیت تغییر در خواص اسید-باز ترکیبات در یک سری از مواد مشابه را ممکن می‌سازد. با این حال، این طرح صرفاً کیفی است. این فقط به فرد اجازه می دهد تا خواص ترکیبات را با هم مقایسه کند و تعیین خواص اسید-باز یک ترکیب خودسرانه انتخاب شده را ممکن نمی سازد. نقطه ضعف این مدل این است که فقط بر اساس مفاهیم الکترواستاتیکی است، در حالی که در طبیعت پیوند یونی خالص (100٪) وجود ندارد.

4.7. خواص ردوکس عناصر و ترکیبات آنها

با در نظر گرفتن ماهیت تغییر در الکترونگاتیوی عناصر مربوطه، تغییر در خواص ردوکس مواد ساده آسان است. در زیرگروه های اصلی از بالا به پایین الکترونگاتیوی کاهش می یابد که منجر به کاهش اکسید کننده و افزایش خواص کاهنده در این جهت می شود. در دوره های از چپ به راست، الکترونگاتیوی افزایش می یابد. در نتیجه در این جهت، خواص احیایی مواد ساده کاهش می یابد، در حالی که خاصیت اکسید کننده افزایش می یابد. بنابراین، عوامل کاهنده قوی در گوشه سمت چپ پایین جدول تناوبی عناصر (پتاسیم، روبیدیم، سزیم، باریم)، ​​در حالی که عوامل اکسید کننده قوی در گوشه سمت راست بالای آن (اکسیژن، فلوئور، کلر) قرار دارند.

خواص ردوکس ترکیبات عناصر به ماهیت آنها، درجه اکسیداسیون عناصر، موقعیت عناصر در سیستم تناوبی و تعدادی از عوامل دیگر بستگی دارد.

در زیر گروه های اصلی، از بالا به پایین، خواص اکسید کننده اسیدهای حاوی اکسیژن که اتم های عنصر مرکزی حالت اکسیداسیون یکسانی دارند کاهش می یابد. عوامل اکسید کننده قوی نیتریک و غلیظ هستند اسید سولفوریک. خواص اکسید کننده هر چه قوی تر باشد، حالت اکسیداسیون مثبت عنصر در ترکیب بیشتر می شود. پرمنگنات پتاسیم و دی کرومات پتاسیم خواص اکسید کننده قوی از خود نشان می دهند.

در زیرگروه های اصلی، خواص احیایی آنیون های ساده از بالا به پایین افزایش می یابد. عوامل احیا کننده قوی HI، H2S، یدیدها و سولفیدها هستند.

قانون تناوبی دیمیتری ایوانوویچ مندلیف یکی از قوانین اساسی طبیعت است که وابستگی خواص عناصر شیمیایی و مواد ساده را با جرم اتمی آنها پیوند می دهد. در حال حاضر، قانون اصلاح شده است و وابستگی خواص با بار هسته اتم توضیح داده می شود.

این قانون توسط دانشمندان روسی در سال 1869 کشف شد. مندلیف او را معرفی کرد جامعه علمیدر گزارشی به کنگره انجمن شیمی روسیه (این گزارش توسط دانشمند دیگری تهیه شد، زیرا مندلیف به دستور انجمن اقتصادی آزاد سنت پترزبورگ مجبور به ترک فوری شد). در همان سال کتاب درسی "مبانی شیمی" توسط دیمیتری ایوانوویچ برای دانش آموزان منتشر شد. در آن، دانشمند خواص ترکیبات محبوب را توصیف کرد، و همچنین سعی کرد یک سیستم بندی منطقی از عناصر شیمیایی ارائه دهد. همچنین برای اولین بار جدولی با عناصر مرتب شده به عنوان تفسیری گرافیکی از قانون تناوبی ارائه کرد. در تمام سال های بعد، مندلیف جدول خود را بهبود بخشید، به عنوان مثال، او ستونی از گازهای بی اثر را اضافه کرد که 25 سال بعد کشف شد.

جامعه علمی بلافاصله ایده های شیمیدان بزرگ روسی را حتی در روسیه نپذیرفت. اما پس از کشف سه عنصر جدید (گالیوم در سال 1875، اسکاندیم در سال 1879 و ژرمانیوم در سال 1886) که توسط مندلیف در گزارش معروف خود پیش بینی و توصیف شد، قانون تناوبی به رسمیت شناخته شد.

• این یک قانون جهانی طبیعت است.
• جدولی که به صورت گرافیکی قانون را نشان می دهد نه تنها شامل همه عناصر شناخته شده، بلکه آنهایی است که هنوز در حال کشف هستند.
• تمام اکتشافات جدید بر ارتباط قانون و جدول تأثیری نداشت. جدول بهبود یافته و تغییر یافته است، اما ماهیت آن بدون تغییر باقی مانده است.
• این امکان را فراهم کرد تا وزن اتمی و سایر خصوصیات برخی از عناصر را روشن کند و وجود عناصر جدید را پیش بینی کند.
• شیمیدانان سرنخ های قابل اعتمادی در مورد چگونگی و مکان جستجوی عناصر جدید دریافت کرده اند. علاوه بر این، قانون اجازه می دهد تا با درجه ای از احتمال بالا، ویژگی های عناصر هنوز کشف نشده را از قبل تعیین کنید.
• او نقش بزرگی در توسعه شیمی معدنی در قرن 19 ایفا کرد.

تاریخچه کشف

وجود دارد افسانه زیباکه مندلیف میز خود را در خواب دید و صبح از خواب بیدار شد و آن را نوشت. در واقع، این فقط یک افسانه است. خود دانشمند بارها گفته است که 20 سال از زندگی خود را وقف ایجاد و بهبود جدول تناوبی عناصر کرده است.

همه چیز با این واقعیت شروع شد که دیمیتری ایوانوویچ تصمیم گرفت کتاب درسی در مورد شیمی معدنی برای دانش آموزان بنویسد که در آن او قصد داشت تمام دانش شناخته شده در آن زمان را سیستماتیک کند. و البته بر دستاوردها و اکتشافات پیشینیان تکیه کرد. برای اولین بار، توجه به رابطه بین وزن اتمی و خواص عناصر توسط شیمیدان آلمانی دوبراینر جلب شد که سعی کرد عناصر شناخته شده خود را به سه گانه با خواص مشابه و وزن هایی که از آنها تبعیت می کند، بشکند. قاعده معین. در هر سه گانه عنصر میانیوزنی نزدیک به میانگین حسابی دو عنصر افراطی داشت. بنابراین دانشمند توانست پنج گروه را تشکیل دهد، به عنوان مثال، Li-Na-K. Cl-Br-I. اما اینها از همه عناصر شناخته شده دور بودند. علاوه بر این، سه عنصر بدیهی است که فهرست عناصر با ویژگی های مشابه را تمام نکرده است. تلاش‌هایی برای یافتن یک الگوی مشترک بعدها توسط آلمانی‌ها Gmelin و von Pettenkofer، J. Dumas و de Chancourtua فرانسوی، Newlands بریتانیایی و Odling انجام شد. دانشمند آلمانی مایر بیش از همه پیشرفت کرد، که در سال 1864 جدولی بسیار شبیه به جدول تناوبی تهیه کرد، اما فقط 28 عنصر داشت، در حالی که 63 عنصر قبلاً شناخته شده بود.

مندلیف برخلاف پیشینیان خود موفق شد جدولی بسازید که شامل تمام عناصر شناخته شده واقع در یک سیستم خاص باشد. در همان زمان، او برخی از سلول ها را خالی گذاشت و وزن اتمی برخی عناصر را تقریباً محاسبه کرد و خواص آنها را توصیف کرد. علاوه بر این، دانشمند روسی این شجاعت و دوراندیشی را داشت که اعلام کرد قانونی که کشف کرد، قانون جهانی طبیعت است و آن را «قانون تناوبی» نامید. با گفتن «الف» جلوتر رفت و وزن اتمی عناصری را که در جدول نمی گنجیدند تصحیح کرد. با بررسی دقیق تر، معلوم شد که اصلاحات او درست بوده است و کشف عناصر فرضی که او توضیح داد، تایید نهایی صدق قانون جدید بود: عمل صحت نظریه را ثابت کرد.

کیمیاگران همچنین سعی کردند قانون طبیعت را بیابند که بر اساس آن بتوان عناصر شیمیایی را سیستماتیک کرد. اما آنها فاقد اطلاعات موثق و دقیق در مورد عناصر بودند. تا اواسط قرن نوزدهم. دانش در مورد عناصر شیمیایی کافی شد و تعداد عناصر به قدری افزایش یافت که نیاز طبیعی در علم به طبقه بندی آنها پدید آمد. اولین تلاش‌ها برای طبقه‌بندی عناصر به فلزات و غیرفلزات غیرقابل دفاع بود. پیشینیان D.I. مندلیف (I.V. Debereiner، J.A. Newlands، L.Yu. Meyer) کارهای زیادی برای آماده کردن کشف قانون تناوبی انجام دادند، اما نتوانستند حقیقت را درک کنند. دیمیتری ایوانوویچ بین انبوه عناصر و خواص آنها ارتباط برقرار کرد.

دیمیتری ایوانوویچ در توبولسک متولد شد. او هفدهمین فرزند خانواده بود. دیمیتری ایوانوویچ پس از فارغ التحصیلی از یک ژیمناستیک در شهر زادگاه خود، وارد مؤسسه آموزشی اصلی در سن پترزبورگ شد و پس از فارغ التحصیلی از آن، با مدال طلا به مدت دو سال به یک سفر علمی به خارج از کشور رفت. پس از بازگشت به دانشگاه سن پترزبورگ دعوت شد. مندلیف با شروع به خواندن سخنرانی‌های شیمی، چیزی پیدا نکرد که بتوان آن را به دانشجویان توصیه کرد. راهنمای مطالعه. و تصمیم گرفت بنویسد کتاب جدید- مبانی شیمی.

قبل از کشف قانون تناوبی، 15 سال کار سخت انجام شد. در 1 مارس 1869، دیمیتری ایوانوویچ قصد داشت برای تجارت سنت پترزبورگ را به مقصد استان ترک کند.

قانون تناوبی بر اساس ویژگی های اتم - جرم نسبی اتمی - کشف شد .

مندلیف عناصر شیمیایی را به ترتیب صعودی جرم اتمی آنها مرتب کرد و متوجه شد که خواص عناصر پس از یک بازه زمانی مشخص تکرار می شود - یک دوره، دیمیتری ایوانوویچ دوره ها را یکی زیر دیگری قرار داد، به طوری که عناصر مشابه یکی زیر دیگری قرار گرفتند. - در همان عمودی، بنابراین سیستم دوره ای عناصر ساخته شده بود.

1 مارس 1869 تدوین قانون تناوبی توسط D.I. مندلیف.

خواص مواد ساده و همچنین اشکال و خواص ترکیبات عناصر در یک وابستگی دوره ای به بزرگی وزن اتمی عناصر است.

متأسفانه در ابتدا حامیان بسیار کمی از قانون دوره ای حتی در بین دانشمندان روسی وجود داشت. حریفان زیادی به خصوص در آلمان و انگلیس وجود دارد.
کشف قانون تناوبی نمونه ای درخشان از آینده نگری علمی است: در سال 1870، دیمیتری ایوانوویچ وجود سه عنصر ناشناخته را پیش بینی کرد که آنها را اکاسیلیسیوم، اکالومینیم و اکابور نامید. او همچنین توانست مهم ترین ویژگی های عناصر جدید را به درستی پیش بینی کند. و پس از 5 سال، در سال 1875، دانشمند فرانسوی P.E. Lecoq de Boisbaudran که هیچ چیز در مورد کار دیمیتری ایوانوویچ نمی دانست، فلز جدیدی کشف کرد که آن را گالیم نامید. در تعدادی از خواص و روش کشف، گالیم با اکالومینیم پیش بینی شده توسط مندلیف همزمان بود. اما وزن او کمتر از حد پیش بینی شده بود. با وجود این ، دیمیتری ایوانوویچ نامه ای به فرانسه فرستاد و بر پیش بینی خود اصرار داشت.
دنیای علمی از پیش‌بینی خواص مندلیف متحیر شد اکالومینیم معلوم شد که خیلی دقیق است از این لحظه، قانون تناوبی شروع به اثبات خود در شیمی می کند.
در سال 1879، ال. نیلسون در سوئد اسکاندیم را کشف کرد که مظهر پیش بینی دیمیتری ایوانوویچ بود. اکابور .
در سال 1886، K. Winkler ژرمانیوم را در آلمان کشف کرد، که معلوم شد اگزازیلیکون .

اما نبوغ دیمیتری ایوانوویچ مندلیف و اکتشافات او فقط این پیش بینی ها نیست!

در چهار مکان از سیستم تناوبی، D.I. مندلیف عناصر را بدون ترتیب افزایش جرم اتمی مرتب کرد:

در اواخر قرن نوزدهم، D.I. مندلیف نوشت که ظاهراً اتم از ذرات کوچکتر دیگری تشکیل شده است. پس از مرگ او در سال 1907، ثابت شد که اتم از ذرات بنیادی تشکیل شده است. تئوری ساختار اتم صحت مندلیف را تأیید کرد ، جایگشت این عناصر مطابق با رشد توده های اتمی کاملاً توجیه شده است.

فرمول مدرن قانون تناوبی.

خواص عناصر شیمیایی و ترکیبات آنها در یک وابستگی دوره ای به بزرگی بار هسته اتم های آنها است که در تکرار دوره ای ساختار لایه الکترونی ظرفیت بیرونی بیان می شود.
و اکنون، پس از گذشت بیش از 130 سال از کشف قانون تناوبی، می‌توانیم به سخنان دیمیتری ایوانوویچ که شعار درس ما است بازگردیم: "آینده قانون تناوبی را با نابودی تهدید نمی‌کند، بلکه فقط یک روبنا و روبنا است. توسعه وعده داده شده است.» تاکنون چند عنصر شیمیایی کشف شده است؟ و این دور از حد است.

نمایش گرافیکی قانون تناوبی، سیستم تناوبی عناصر شیمیایی است. این خلاصه ای کوتاه از کل شیمی عناصر و ترکیبات آنهاست.

تغییرات خواص در سیستم تناوبی با افزایش مقدار وزن اتمی در دوره (از چپ به راست):

1. خواص فلزی کاهش می یابد

2. خواص غیرفلزی افزایش می یابد

3. خواص اکسیدها و هیدروکسیدهای بالاتر از بازی تا آمفوتریک به اسیدی تغییر می کند.

4. ظرفیت عناصر در فرمول اکسیدهای بالاتر از افزایش می یابد منقبل ازVII، و در فرمول های ترکیبات هیدروژنی فرار از کاهش می یابد IV قبل ازمن.

2.3. قانون تناوبی D.I. مندلیف.

این قانون توسط D.I. مندلیف کشف و فرموله شد: "خواص اجسام ساده و همچنین شکل ها و خواص ترکیبات عناصر در یک وابستگی دوره ای به وزن اتمی عناصر است." این قانون بر اساس تجزیه و تحلیل عمیق از خواص عناصر و ترکیبات آنها ایجاد شد. دستاوردهای برجسته فیزیک، عمدتاً توسعه تئوری ساختار اتم، امکان آشکار شدن جوهر فیزیکی قانون تناوبی را فراهم کرد: تناوب در تغییر خواص عناصر شیمیایی به دلیل تغییر دوره ای در ماهیت پر شدن لایه الکترونی بیرونی با الکترون ها با افزایش تعداد الکترون ها که توسط بار هسته تعیین می شود، افزایش می یابد. بار برابر با عدد ترتیبی عنصر در سیستم تناوبی است. فرمول مدرن قانون تناوبی: "خواص عناصر و مواد ساده و پیچیده ای که تشکیل می دهند در یک وابستگی دوره ای به بار هسته اتم ها هستند." ایجاد شده توسط D.I. مندلیف در 1869-1871. سیستم تناوبی یک طبقه بندی طبیعی از عناصر، بازتاب ریاضی قانون تناوبی است.

مندلیف نه تنها اولین کسی بود که این قانون را به درستی تدوین کرد و محتوای آن را در قالب جدولی ارائه کرد که به یک جدول کلاسیک تبدیل شد، بلکه به طور جامع آن را اثبات کرد و اهمیت علمی عظیم آن را به عنوان یک اصل طبقه بندی راهنما و به عنوان ابزاری قدرتمند نشان داد. تحقیق علمی.

معنای فیزیکی قانون تناوبی. تنها پس از آن کشف شد که مشخص شد بار هسته اتم با انتقال از یک عنصر شیمیایی به عنصر بعدی (در سیستم تناوبی) در واحد بار اولیه افزایش می یابد. از نظر عددی، بار هسته برابر است با شماره سریال (عدد اتمی Z) عنصر مربوطه در سیستم تناوبی، یعنی تعداد پروتون های هسته که به نوبه خود برابر با تعداد الکترون های هسته است. اتم خنثی مربوطه خواص شیمیایی اتم ها توسط ساختار لایه های الکترونی بیرونی آنها تعیین می شود که به طور دوره ای با افزایش بار هسته ای تغییر می کند و بنابراین قانون تناوبی مبتنی بر ایده تغییر بار هسته اتم ها است و نه جرم اتمی عناصر تصویری بصری از قانون تناوبی - تغییرات دوره ای منحنی برخی مقادیر فیزیکی(پتانسیل یونیزاسیون، شعاع اتمی، حجم اتمی) بسته به Z. هیچ بیان ریاضی کلی برای قانون تناوبی وجود ندارد. قانون تناوبی از نظر علمی و فلسفی طبیعی اهمیت زیادی دارد. این امکان را فراهم می کرد که همه عناصر را در پیوند آنها در نظر بگیریم و ویژگی های عناصر ناشناخته را پیش بینی کنیم. به لطف قانون تناوبی، بسیاری از تحقیقات علمی (مثلاً در زمینه مطالعه ساختار ماده - در شیمی، فیزیک، ژئوشیمی، کیهان شیمی، اخترفیزیک) هدفمند شده اند. قانون تناوبی تجلی واضح عمل است قوانین عمومیدیالکتیک، به ویژه قانون گذار کمیت به کیفیت.

مرحله فیزیکی توسعه قانون تناوبی را می توان به نوبه خود به چند مرحله تقسیم کرد:

1. ایجاد تقسیم پذیری اتم بر اساس کشف الکترون و رادیواکتیویته (1896-1897).

2. توسعه مدل های ساختار اتم (1911-1913);

3. کشف و توسعه سیستم ایزوتوپی (1913);

4. کشف قانون موزلی (1913) که امکان تعیین تجربی بار هسته و تعداد عنصر در سیستم تناوبی را فراهم می کند.

5. توسعه تئوری سیستم تناوبی بر اساس ایده هایی در مورد ساختار لایه های الکترونی اتم ها (1921-1925).

6. ایجاد نظریه کوانتومی سیستم تناوبی (1926-1932).

2.4. پیش بینی وجود عناصر ناشناخته

مهمترین چیز در کشف قانون تناوبی، پیش بینی وجود عناصر شیمیایی هنوز کشف نشده است. در زیر آلومینیوم Al، مندلیف مکانی را برای آنالوگ خود "ekaaaluminum"، در زیر بور B - برای "ekabor"، و در زیر سیلیکون Si - برای "ekasilicon" باقی گذاشت. اینگونه بود که مندلیف عناصر شیمیایی را که هنوز کشف نشده بودند نامید. او حتی نمادهای El، Eb و Es را به آنها داد.

مندلیف در مورد عنصر "کاسیلیکون" نوشت: "به نظر من جالب ترین فلزی است که بدون شک گم شده است، فلزی است که متعلق به گروه چهارم کربن آنالوگ است، یعنی سری III. این فلز خواهد بود. بلافاصله پس از سیلیکون، و بنابراین اجازه دهید آن را کاسیلیس بنامیم." در واقع، این عنصر هنوز کشف نشده باید به نوعی "قفل" تبدیل می شد که دو غیرفلز معمولی - کربن C و سیلیکون Si - را با دو فلز معمولی - قلع Sn و سرب سرب متصل می کند.

سپس وجود هشت عنصر دیگر را پیش بینی کرد، از جمله "دیتلوریوم" - پلونیوم (کشف در سال 1898)، "کایودا" - استاتین (کشف شده در 1942-1943)، "دویمنگنز" - تکنسیوم (کشف شده در سال 1937)، "اکاسزیا" - فرانسه (گشایش در سال 1939)

در سال 1875، شیمیدان فرانسوی پل امیل لکوک د بویزباودران در معدنی wurtzite - سولفید روی ZnS - "کاآلومینیوم" پیش بینی شده توسط مندلیف را کشف کرد و آن را به افتخار میهن خود گالیوم Ga نامید (نام لاتین فرانسه "Gaul" است). .

مندلیف به طور دقیق خواص اکالومینیم را پیش بینی کرد: جرم اتمی آن، چگالی فلز، فرمول اکسید El 2 O 3، کلرید ElCl 3، سولفات El 2 (SO 4) 3. پس از کشف گالیوم، این فرمول ها به صورت Ga 2 O 3 ، GaCl 3 و Ga 2 (SO 4) 3 شروع به نوشتن کردند. مندلیف پیش‌بینی کرد که این یک فلز بسیار قابل گداخت خواهد بود و در واقع، نقطه ذوب گالیم 29.8 درجه سانتی‌گراد است.

میانگین محتوای گالیوم در پوسته زمیننسبتاً زیاد، 1.5-10-30 درصد وزنی که برابر با محتوای سرب و مولیبدن است. گالیوم یک عنصر کمیاب معمولی است. تنها ماده معدنی گالیوم، گالدیت CuGaS2، بسیار نادر است. گالیم در هوا در دمای معمولی پایدار است. بالاتر از 260 درجه سانتیگراد در اکسیژن خشک، اکسیداسیون آهسته مشاهده می شود (فیلم اکسید از فلز محافظت می کند). در اسیدهای سولفوریک و هیدروکلریک، گالیم به آرامی حل می شود، در هیدروفلوریک - به سرعت، در اسید نیتریکگالیم در سرما پایدار است. گالیم به آرامی در محلول های قلیایی داغ حل می شود. کلر و برم با گالیوم در سرما واکنش می دهند، ید - وقتی گرم می شود. گالیم مذاب در دمای بالای 300 درجه سانتیگراد با تمام فلزات و آلیاژهای ساختاری برهمکنش می کند. ویژگی متمایزگالیوم - فاصله زیاد حالت مایع(2200 درجه سانتیگراد) و فشار بخار کم در دماهای 1100-1200 درجه سانتیگراد. خواص فیزیکی و شیمیایی. بخش اصلی گالیم در لیتوسفر در مواد معدنی آلومینیوم محصور شده است. محتوای گالیوم در بوکسیت و نفلین از 0.002 تا 0.01 درصد متغیر است. غلظت های بالای گالیوم در اسفالریت ها (0.01-0.02%)، در زغال سنگ (همراه با ژرمانیوم) و همچنین در برخی از سنگ های آهن مشاهده می شود. گالیوم هنوز کاربرد صنعتی گسترده ای ندارد. مقیاس های بالقوه احتمالی تولید فرعی گالیم در تولید آلومینیوم هنوز به طور قابل توجهی از تقاضا برای این فلز فراتر می رود.

امیدوارکننده ترین کاربرد گالیوم در قالب ترکیبات شیمیایی مانند GaAs، GaP، GaSb است که دارای خواص نیمه هادی هستند. آنها را می توان در یکسو کننده ها و ترانزیستورهای با دمای بالا، باتری های خورشیدی و سایر دستگاه هایی که می توان از اثر فوتوالکتریک در لایه مسدود کننده استفاده کرد و همچنین در گیرنده های تشعشع مادون قرمز. از گالیوم می توان برای ساخت آینه های نوری استفاده کرد که بازتابش بالایی دارند. آلیاژی از آلومینیوم با گالیم به جای جیوه به عنوان کاتد برای لامپ های پرتو فرابنفش مورد استفاده در پزشکی پیشنهاد شده است. گالیم مایع و آلیاژهای آن برای ساخت دماسنج های با دمای بالا (600-1300 درجه سانتیگراد) و مانومترها پیشنهاد شده است. جالب توجه استفاده از گالیوم و آلیاژهای آن به عنوان خنک کننده مایع در قدرت است راکتورهای هسته ای(این توسط برهمکنش فعال گالیم در دمای عملیاتی با مواد ساختاری جلوگیری می شود؛ آلیاژ یوتکتیک Ga-Zn-Sn نسبت به گالیم خالص اثر خورندگی کمتری دارد).

در سال 1879، لارس نیلسون، شیمی‌دان سوئدی، اسکاندیم را کشف کرد که توسط مندلیف به‌عنوان ecabor Eb پیش‌بینی شده بود. نیلسون نوشت: "شکی نیست که اکابور در اسکاندیم کشف شده است... بنابراین، ملاحظات شیمیدان روسی به وضوح تأیید می شود، که نه تنها پیش بینی وجود اسکاندیم و گالیوم را ممکن می کند، بلکه پیش بینی آنها را نیز ممکن می کند. مهمترین خواص از قبل." اسکاندیم از زادگاه نیلسون اسکاندیناوی نامگذاری شد و او آن را در کانی پیچیده گادولینیت کشف کرد که دارای ترکیب Be 2 (Y, Sc) 2 FeO 2 (SiO 4) 2 است. میانگین محتوای اسکاندیم در پوسته زمین (کلارک) 2.2-10-3٪ وزنی است. محتوای اسکاندیم در سنگ ها متفاوت است: در سنگ های اولترابازیک 5-10-4، در سنگ های اساسی 2.4-10-3، در سنگ های متوسط ​​2.5-10-4، در گرانیت ها و سینیت ها 3.10-4. در سنگهای رسوبی (1-1،3).10-4. اسکاندیم در نتیجه فرآیندهای ماگمایی، هیدروترمال و سوپرژن (سطح) در پوسته زمین متمرکز شده است. دو کانی ذاتی اسکاندیم شناخته شده است - تورتویتیت و استرتیت. آنها بسیار نادر هستند. اسکاندیم یک فلز نرم است، در حالت خالص می توان آن را به راحتی پردازش کرد - جعل، نورد، مهر. دامنه استفاده از Scandium بسیار محدود است. اکسید اسکاندیم برای ساخت فریت برای عناصر حافظه در کامپیوترهای پرسرعت استفاده می شود. رادیواکتیو 46Sc در تجزیه و تحلیل فعال سازی نوترون و در پزشکی استفاده می شود. آلیاژهای اسکاندیم که چگالی کم و نقطه ذوب بالایی دارند، به عنوان مواد ساختاری در ساخت موشک و هواپیما امیدوار کننده هستند و تعدادی از ترکیبات اسکاندیم را می توان در ساخت فسفر، کاتدهای اکسید، در صنایع شیشه و سرامیک استفاده کرد. صنایع شیمیایی(به عنوان کاتالیزور) و در سایر زمینه ها. در سال 1886، پروفسور آکادمی معدن در فرایبورگ، شیمیدان آلمانی کلمنس وینکلر، هنگام تجزیه و تحلیل ماده معدنی کمیاب آرژیرودیت با ترکیب Ag 8 GeS 6، عنصر دیگری را کشف کرد که توسط مندلیف پیش بینی شده بود. وینکلر عنصری را که ژرمانیوم کشف کرد را به افتخار میهن خود نامگذاری کرد، اما به دلایلی این امر باعث اعتراض شدید برخی شیمیدانان شد. آنها شروع کردند به متهم کردن وینکلر به ناسیونالیسم، به تخصیص یافتن مندلیف، که قبلاً نام "کاسیلیکون" و نماد Es را به عنصر داده بود. وینکلر که دلسرد شده بود برای مشاوره به خود دیمیتری ایوانوویچ مراجعه کرد. او توضیح داد که این کاشف عنصر جدید است که باید نامی برای آن بگذارد. محتوای کل ژرمانیوم در پوسته زمین 7.10-4٪ جرمی است، یعنی بیشتر از، به عنوان مثال، آنتیموان، نقره، بیسموت. با این حال، مواد معدنی خود ژرمانیوم بسیار نادر هستند. تقریباً همه آنها سولفوسالت هستند: ژرمانیت Cu2 (Cu، Fe، Ge، Zn)2 (S، As)4، آرژیرودیت Ag8GeS6، کنفیلدیت Ag8 (Sn، Ce) S6، و دیگران. اعداد بزرگسنگ‌ها و کانی‌ها: در کانی‌های سولفیدی فلزات غیرآهنی، در سنگ‌های آهن، در برخی کانی‌های اکسیدی (کرومیت، مگنتیت، روتیل و غیره)، در گرانیت‌ها، دیابازها و بازالت‌ها. علاوه بر این، ژرمانیوم تقریباً در تمام سیلیکات ها، در برخی از رسوبات وجود دارد زغال سختو روغن ژرمانیوم یکی از با ارزش ترین مواد در تکنولوژی مدرن نیمه هادی است. از آن برای ساخت دیودها، تریودها، آشکارسازهای کریستال و یکسو کننده های قدرت استفاده می شود. ژرمانیوم تک کریستالی در ابزار دزیمتری و ابزارهایی که قدرت میدان های مغناطیسی ثابت و متناوب را اندازه گیری می کنند نیز استفاده می شود. یکی از زمینه های مهم کاربرد ژرمانیوم، فناوری مادون قرمز است، به ویژه تولید آشکارسازهای تشعشع مادون قرمز که در محدوده 8-14 میکرون کار می کنند. بسیاری از آلیاژهای حاوی ژرمانیوم، شیشه های مبتنی بر GeO2 و سایر ترکیبات ژرمانیوم برای استفاده عملی امیدوارکننده هستند.

مندلیف نمی توانست وجود گروه گازهای نجیب را پیش بینی کند و در ابتدا جایی در سیستم تناوبی پیدا نکردند.

کشف آرگون Ar توسط دانشمندان انگلیسی W. Ramsay و J. Rayleigh در سال 1894 بلافاصله بحث ها و تردیدهایی را در مورد قانون تناوبی و جدول تناوبی عناصر ایجاد کرد. مندلیف در ابتدا آرگون را یک اصلاح آلوتروپیک نیتروژن در نظر گرفت و تنها در سال 1900، تحت فشار حقایق غیرقابل انکار، با حضور در سیستم تناوبی گروه "صفر" از عناصر شیمیایی موافقت کرد که توسط گازهای نجیب دیگری که پس از آرگون کشف شده بود اشغال شده بود. . اکنون این گروه با شماره VIIIA شناخته می شود.

مندلیف در سال 1905 نوشت: "ظاهراً آینده قانون دوره ای را با نابودی تهدید نمی کند، بلکه فقط نوید ساخت روبنا و توسعه را می دهد، اگرچه به عنوان یک روسی می خواستند مرا پاک کنند، به ویژه آلمانی ها."

کشف قانون تناوبی به توسعه شیمی و کشف عناصر شیمیایی جدید سرعت بخشید.

امتحان لیسه، جایی که درژاوین پیر پوشکین جوان را برکت داد. نقش متر را اتفاقاً آکادمیک Yu.F. Fritsshe، متخصص مشهور شیمی آلی بازی کرد. پایان نامه دکتری D.I. مندلیف از رئیس فارغ التحصیل شد موسسه آموزشیدر سال 1855. پایان نامه دکتری "ایزومورفیسم در ارتباط با سایر روابط شکل بلوری به ترکیب" اولین علمی عمده او شد.

بیشتر در مورد موضوع مویینگی و کشش سطحی مایعات بود و اوقات فراغت خود را در حلقه دانشمندان جوان روسی گذراند: S.P. بوتکین، آی.ام. سچنوف، I.A. ویشنگرادسکی، A.P. در سال 1861، مندلیف به سن پترزبورگ بازگشت و در آنجا سخنرانی در مورد شیمی آلی در دانشگاه را از سر گرفت و کتاب درسی را منتشر کرد که برای آن زمان قابل توجه بود: "شیمی آلی" در ...

قانون تناوبی توسط D.I. Mendeleev در سال (1869) تدوین شد. در این زمان \(63\) عناصر شیمیایی شناخته شده بودند. مندلیف به عنوان ویژگی اصلی عناصر انتخاب کرد جرم اتمی نسبی . او همچنین ترکیب، خواص فیزیکی و شیمیایی مواد ساده و پیچیده تشکیل شده توسط عنصر را در نظر گرفت.

مندلیف با ترتیب دادن تمام عناصر شیمیایی شناخته شده به ترتیب صعودی جرم اتمی، متوجه شد که خواص از طریق تکرار می شوند. تعداد معینعناصر.

اجازه دهید اقدامات مندلیف را تکرار کنیم، با در نظر گرفتن این واقعیت که گازهای نجیب در زمان او هنوز شناخته شده نبودند. بیایید عناصر را به ترتیب صعودی جرم اتمی (خط دوم جدول) مرتب کنیم، خواص فلزی و غیرفلزی، فرمول ها و خواص اکسیدها و هیدروکسیدهای بالاتر و همچنین فرمول های ترکیبات هیدروژن گازی را نشان دهیم.

اگر توالی های به دست آمده را به دقت تجزیه و تحلیل کنید، می توانید تکرارپذیری خواص فلزی و غیرفلزی، ترکیب و خواص ترکیبات را مشاهده کنید. هفت عنصر از فلز قلیایی لیتیوم در این سری فلز قلیایی سدیم است و هفت عنصر از هالوژن فلوئور هالوژن کلر است. پس از هفت عنصر، همان فرمول های اکسیدها و ترکیبات هیدروژنی ظاهر می شود، زیرا مقادیر ظرفیت در ترکیبات با اکسیژن و هیدروژن تکرار می شود. می توانیم فرمول های کلی آنها را بسازیم.

فرمول اکسیدهای بالاتر: R 2 O، RO، R 2 O 3، R O 2، R 2 O 5، R O 3، R 2 O 7.

ترکیبات هیدروژنی فرار (برای غیر فلزات): R H 4، R H 3، R H 2، RH.

بنابراین مندلیف تأسیس شد فراوانی تغییرات ملک با افزایش جرم اتمی در مقاله "قانون تناوبی عناصر شیمیایی" D.I. Mendeleev فرمول زیر را از قانون تناوبی ارائه کرد:

ترجمه شده به زبان علمی مدرن، به نظر می رسد:

"خواص مواد ساده و همچنین ترکیب و خواص ترکیبات عناصر در یک وابستگی دوره ای به جرم اتمی نسبی است."

مندلیف همه عناصر را به دو دسته تقسیم کرد دوره ها

عادت زنانه- مجموعه ای از عناصر که به ترتیب افزایش جرم اتمی نسبی مرتب شده اند که با یک فلز قلیایی شروع می شود و با یک هالوژن و یک گاز بی اثر ختم می شود.

در دوره:

• خواص فلزی مواد ساده به تدریج تضعیف می شود و مواد غیرفلزی افزایش می یابد.
• بیشترین ظرفیت عناصر در اکسیژن از I (برای فلزات قلیایی) به VII (برای هالوژن) افزایش می یابد.
• ظرفیت عناصر غیر فلزی در ترکیبات هیدروژنی فرار از IV به I (برای هالوژن) کاهش می یابد.
• خواص اکسیدها و هیدروکسیدهای بالاتر به تدریج از بازی تا آمفوتریک به اسیدی تغییر می کند.

قانون تناوبی دارد پیشرفتهای بعدیپس از مطالعه ساختار اتم توسط فیزیکدانان. معلوم شد که مشخصه اصلیعنصر شیمیایی جرم اتمی نسبی نیست، بلکه بار هسته اتم است. فرمول مدرن قانون تناوبی تا حدودی اصلاح شده است:

"خواص عناصر شیمیایی و ترکیبات آنها در یک وابستگی دوره ای به بارهای هسته اتم است."