Хімія формулювання періодичного закону. Періодичний закон Менделєєва, суть та історія відкриття

4.1. Періодичний закон Д.І. Менделєєва

Періодичний закон - найбільше досягнення хімічної науки, основа всієї сучасної хімії. З його відкриттям хімія перестала бути описовою наукою, у ній стало можливим наукове передбачення.

Періодичний закон відкрито Д. І. Менделєєвимв 1869 р. учений сформулював цей закон так: «Властивості простих тіл, і навіть форми і властивості сполук елементів перебувають у періодичної залежність від величини атомних ваг елементів».

Більш детальне вивчення будови речовини показало, що періодичність властивостей обумовлена ​​не атомною масою, а електронною будовою атомів.

Заряд ядра є характеристикою, що визначає електронну будову атомів, а отже, і властивості елементів. Тому у сучасному формулюванні Періодичний закон звучить так: властивості простих речовин, і навіть форми і властивості сполук елементів перебувають у періодичної залежність від порядкового номера (від величини заряду ядра їх атомів).

Виразом періодичного закону є періодична система елементів.

4.2. Періодична система Д. І. Менделєєва

Періодична система елементів Д. І. Менделєєва складається з семи періодів, які є горизонтальними послідовностями елементів, розташованими за зростанням заряду їх атомного ядра. Періоди 1, 2, 3, 4, 5, 6 містять відповідно 2, 8, 8, 18, 18, 32 елементи. Сьомий період не завершено. Періоди 1, 2 та 3 називають малими,решта - великими.

Кожен період (за винятком першого) починається атомами лужних металів(Li, Na, К, Rb, Cs, Fr) і закінчується благородним газом (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), якому передує типовий неметал. У періодах зліва направо поступово слабшають металеві та посилюються не металеві властивості, оскільки зі зростанням позитивного заряду ядер атомів зростає кількість електронів зовнішньому рівні.

У першому періоді, крім гелію, є лише один елемент – водень. Його умовно розміщують в IA або VIIA підгрупі, оскільки він виявляє схожість і з лужними металами, і галогенами. Подібність водню з лужними металами проявляється у тому, що водень, як і лужні метали є відновником і, віддаючи один електрон, утворює однозарядний катіон. Більше загального у водню з галогенами: водень, як і галогени неметал, його молекула двоатомна, може проявляти окисні властивості, утворюючи з активними металами солеподібні гідриди, наприклад NaH, CaH 2 .

У четвертому періоді за Са розташовані 10 перехідних елементів (декада Sc - Zn), які знаходяться інші 6 основних елементів періоду (Ga - Кг). Аналогічно збудовано п'ятий період. Концепція перехідний елементзазвичай використовується для позначення будь-якого елемента з валентними d-або f-електронами.

Шостий та сьомий періоди мають подвійні вставки елементів. За елементом Ва розташована вставна декада d-елементів (La - Hg), причому після першого перехідного елемента La слідують14 f-елементів - лантаноїдів(Се – Lu). Після Hg розташовуються решта 6 основних р-елементів шостого періоду (Тl - Rn).

У сьомому (незавершеному) періоді за Ас слідують 14 f-елементів- актиноїдів(Th – Lr). У Останнім часом La і Ас стали зараховувати відповідно до лантаноїдів та актиноїдів. Лантаноїди та актиноїди розміщені окремо внизу таблиці.

Таким чином, кожен елемент у періодичній системі займає строго певне положення, яке відзначається порядковим,або атомним,номером.

У періодичній системі по вертикалі розташовано вісім груп (I – VIII), які у свою чергу діляться на підгрупи. головні,або підгрупи А та побічні,або підгрупи Б. Підгрупа VIIIБ-особлива, вона містить тріадиелементів, що становлять сімейства заліза (Fе, Со, Ni) та платинових металів (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).

Подібність елементів усередині кожної підгрупи - найбільш помітна та важлива закономірність у періодичній системі. У головних підгрупах зверху донизу посилюються металеві властивості та слабшають неметалеві. При цьому відбувається збільшення стійкості сполук елементів нижчої для даної підгрупи ступеня окислення. У побічних підгрупах – навпаки – зверху вниз металеві властивості слабшають та збільшується стійкість з'єднань з найвищим ступенемокиснення.

4.3. Періодична система та електронні конфігурації атомів

Оскільки при хімічних реакціяхядра реагуючих атомів не змінюються, то Хімічні властивостіатомів залежить від будови їх електронних оболонок.

Заповнення електронних шарів та електронних оболонок атомів відбувається відповідно до принципу Паулі та правила Хунду.

Принцип Паулі (заборона Паулі)

Два електрони в атомі не можуть мати чотири однакові квантові числа (на кожній атомній орбіталі може бути не більше двох електронів).

Принцип Паулі визначає максимальну кількість електронів, що володіють цим головним квантовим числом n(тобто перебувають у даному електронному шарі): N n = 2n 2 . На першому електронному шарі (енергетичному рівні) може бути не більше 2 електронів, на другому – 8, третьому – 18 тощо.

В атомі водню, наприклад, є один електрон, який знаходиться на першому енергетичному рівні в 1s - стані. Спин цього електрона може бути спрямований довільно (ms = +1/2 або ms = -1/2). Слід підкреслити ще раз, що перший енергетичний рівень складається з одного підрівня – 1s, другий енергетичний рівень – із двох підрівнів – 2s та 2р, третій – із трьох підрівнів – 3s, 3p, 3d тощо. Підрівень, своєю чергою, містить орбіталі, число яких визначається побічним квантовим числом l і одно (2 l + 1). Кожна орбіталь умовно позначається клітиною, що у ній електрон – стрілкою, напрям якої свідчить про орієнтацію спина цього електрона. Значить, стан електрона в атомі водню можна подати як 1s 1 або зобразити у вигляді квантового осередку, рис. 4.1:

Мал. 4.1. Умовне позначенняелектрона в атомі водню на 1s орбіталі

Для обох електронів атома гелію n = 1, l = 0, m l= 0, ms = +1/2 і -1/2. Отже, електронна формула гелію 1s2. Електронна оболонка гелію завершена та дуже стійка. Гелій – благородний газ.

Згідно з принципом Паулі, на одній орбіталі не може бути двох електронів із паралельними спинами. Третій електрон в атомі літію займає 2s-орбіталь. Електронна конфігурація Li: 1s22s1, а у берилію 1s22s2. Оскільки 2s-орбіталь заповнена, п'ятий електрон у атома бору займає 2р-орбіталь. При n= 2 побічне (орбітальне) квантове число l приймає значення 0 і 1. l = 0 (2s-стан) m l= 0, а при l = 1 (2p – стан) m lможе бути рівним +1; 0; -1. Стану 2р відповідають три енергетичні осередки, рис. 4.2.

Мал. 4.2. Розташування електронів атома бору на орбіталях

Для атома азоту (електронна конфігурація 1s 2 2s 2 2p 3 два електрони на першому рівні, п'ять - на другому) можливі два наступні варіанти електронної будови, рис. 4.3:

Мал. 4.3. Можливі варіанти розташування електронів атома азоту на орбіталі

У першій схемі, рис.4.3а, сумарний спин дорівнює 1/2 (+1/2 –1/2+1/2), у другій (рис.4.3б) сумарний спин дорівнює 3/2 (+1/2+) 1/2+1/2). Розташування спинів визначається правилом Хунда, Що говорить: Заповнення енергетичних рівнів відбувається таким чином, щоб сумарний спин був максимальним.

Таким чином , з двох наведених схем будови атома азоту сталого стану (з найменшою енергією) відповідає перша, де всі р-електрони займають різні орбіталі. Орбіталі підрівня заповнюються так: спочатку по одному електрону з однаковими спинами, а потім по другому електрону з протилежними спинами.

Починаючи з натрію заповнюється третій енергетичний рівень з n = 3. Розподіл електронів атомів елементів третього періоду на орбіталях показано на рис. 4.4.

Мал. 4.4. Розподіл електронів на орбіталях для атомів елементів третього періоду здебільшого

В атомі кожен електрон займає вільну орбіталь із найнижчою енергією, що відповідає його найбільшому зв'язку з ядром. У 1961 р. В.М. Клечковський сформулював загальне становище, згідно якому енергія електронних орбіталей зростає у порядку збільшення суми головного та побічного квантових чисел ( n + l), причому у разі рівності цих сум, меншу енергію має орбіталь з меншим значенням головного квантового числа n .

Послідовність енергетичних рівнів у порядку зростання енергії приблизно така:

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

Розглянемо розподіл електронів на орбіталях атомів елементів четвертого періоду (рис. 4.5).

Мал. 4.5. Розподіл електронів за орбіталями атомів елементів четвертого періоду в основному стані

Після калію (електронна конфігурація 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1) і кальцію (електронна конфігурація 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2) відбувається заповнення електронами внутрішньої 3d-обол . Слід зазначити існування двох аномалій: у атомів Сr та Сu на 4 s-оболонці знаходяться два електрона, а один, тобто. відбувається так званий провал зовнішнього 4s-електрона на попередню 3d-оболонку. Електронну будову атома хрому можна подати так (рис. 4.6).

Мал. 4.6. Розподіл електронів за орбіталями для атома хрому

Фізична причина «порушення» порядку заповнення пов'язана з різною проникаючою здатністю електронних орбіталей до ядра, особливою стійкістю електронних конфігурацій d 5 і d 10 f 7 і f 14 відповідальних заповненню електронних орбіталей одним або двома електронами, а також екрануючою дією внутрішніх ядра.

Електронні конфігураціїатомів Mn, Fe, Co, Ni, Cu та Zn відображені такими формулами:

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 .

Після цинку, починаючи з 31 елемента - галію до 36 елемента - криптону триває заповнення четвертого шару (4р – оболонки). Електронні конфігурації цих елементів мають такий вигляд:

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 As 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 .

Слід зазначити, що якщо не порушується заборона Паулі, у збуджених станах електрони можуть розташовуватись на інших орбіталях атомів.

4.4. Типи хімічних елементів

Усі елементи періодичної системи поділяються на чотири типи:

1. У атомів s-елементівзаповнюються s-оболонки зовнішнього шару (n). До s-елементів відносяться водень, гелій і перші два елементи кожного періоду.

2. У атомів р-елементівелектронами заповнюються р-оболонки зовнішнього рівня(np). До р-елементів відносяться останні 6 елементів кожного періоду (крім першого).

3. У d-елементівзаповнюється електронами d–оболонка другого зовні рівня (n–1) d . Це елементи вставних декад великих періодів, розташованих між s-і p-елементами.

4. У f-елементівзаповнюється електронами f-підрівень третього зовні рівня (n-2) f . До сімейства f-елементів відносяться лантаноїди та актиноїди.

З розгляду електронної структури незбуджених атомів залежно від порядкового номера елемента випливає:

Число енергетичних рівнів (електронних шарів) атома будь-якого елемента дорівнює номеру періоду, в якому знаходиться елемент. Значить, s–елементи знаходяться у всіх періодах, р–елементи – у другому та наступних, d–елементи – у четвертому та наступних та f–елементи – у шостому та сьомому періодах.

Номер періоду збігається з основним квантовим числом зовнішніх електронів атома.

s– та p–елементи утворюють головні підгрупи, d–елементи – побічні підгрупи, f–елементи утворюють сімейства лантаноїдів та актиноїдів. Таким чином, підгрупа включає елементи, атоми яких зазвичай мають подібну будову не тільки зовнішнього, але і переднього шару (за винятком елементів, в яких має місце «провал» електрона).

Номер групи зазвичай вказує кількість електронів, які можуть брати участь в утворенні хімічних зв'язків. У цьому полягає фізичне значення номера групи. У елементів побічних підгруп валентними є електрони як зовнішніх, а й передостанніх оболонок. Це є основною відмінністю у властивостях елементів основних та побічних підгруп.

Елементи з валентними d- або f-електронами називаються перехідними.

Номер групи, як правило, дорівнює вищого позитивного ступеня окислення елементів, що виявляється ними в сполуках. Винятком є ​​фтор – його ступінь окиснення дорівнює –1; з елементів VIII групи тільки для Os, Ru та Xe відомий ступінь окислення +8.

4.5. Періодичність властивостей атомів елементів

Такі характеристики атомів, як їхній радіус, енергія іонізації, спорідненість до електрона, електронегативність, ступінь окислення, пов'язані з електронною будовою атома.

Розрізняють радіуси атомів металів та ковалентні радіуси атомів неметалів. Радіуси атомів металів обчислюються з урахуванням міжатомних відстаней, добре відомі більшості металів з урахуванням експериментальних даних. При цьому радіус атома металу дорівнює половині відстані між центрами двох сусідніх атомів. Аналогічним чином обчислюються ковалентні радіуси неметалів у молекулах та кристалах простих речовин. Чим більший атомний радіус, тим легше відриваються від ядра зовнішні електрони (і навпаки). На відміну від атомних радіусів, радіуси іонів – умовні величини.

Зліва направо у періодах величина атомних радіусів металів зменшується, а атомних радіусів неметалів змінюється складним чином, оскільки вона залежить від характеру хімічного зв'язку. У другому періоді, наприклад, радіуси атомів спочатку зменшуються, а потім зростають, особливо різко під час переходу до атома благородного газу.

У основних підгрупах радіуси атомів збільшуються згори донизу, оскільки збільшується кількість електронних верств.

Радіус катіону менший за радіус відповідного йому атома, причому зі збільшенням позитивного заряду катіону його радіус зменшується. Навпаки, радіус аніону завжди більший за радіус відповідного йому атома. Ізоелектронними називають частинки (атоми та іони), що мають однакову кількість електронів. У ряді ізоелектронних іонів радіус знижується із зменшенням негативного та зростанням позитивного радіуса іона. Таке зменшення має місце, наприклад, у рядку: O 2– , F – , Na + , Mg 2+ , Al 3+ .

Енергія іонізації- Енергія, необхідна для відриву електрона від атома, що знаходиться в основному стані. Вона зазвичай виявляється у електронвольтах (1 эВ = 96,485 кДж/моль). У період зліва направо енергія іонізації зростає зі збільшенням заряду ядра. У головних підгрупах зверху вниз вона зменшується, тому що збільшується відстань електрона до ядра і зростає дію внутрішніх електронних шарів, що екранує.

У таблиці 4.1 наведено значення енергії іонізації (енергій відриву першого, другого і т.д. електронів) для деяких атомів.

У другому періоді під час переходу від Li до Ne енергія відриву першого електрона зростає (див. таблицю 4.1). Однак, як видно з таблиці, енергія іонізації зростає нерівномірно: у наступних за бериллієм та азотом відповідно бору та кисню спостерігається її деяке зменшення, що зумовлено особливостями електронної будови атомів.

Зовнішня s-оболонка берилію повністю заповнена, тому у наступного за ним бору електрон надходить на р-орбіталь. Цей р-електрон менш міцно пов'язаний з ядром, ніж s-електрон, тому відрив р-електронів вимагає меншої витрати енергії.

Таблиця 4.1.

Енергії іонізації Iатомів деяких елементів

На кожній р-орбіталі атома азоту є по одному електрону. У атома кисню електрон надходить на р-орбіталь, яка вже зайнята одним електроном. Два електрони, що знаходяться на одній і тій же орбіталі, сильно відштовхуються, тому відірвати електрон від кисню атома легше, ніж від атома азоту.

Найменше значення енергії іонізації мають лужні метали, тому вони мають яскраво виражені металеві властивості, найбільша величина енергії іонізації у інертних газів.

Спорідненість до електрона- Енергія, що виділяється при приєднанні електрона до нейтрального атома. Спорідненість до електрона, як і енергію іонізації, зазвичай виражають в електронвольтах. Найбільша спорідненість з електроном – у галогенів, найменша – у лужних металів. У таблиці 4.2 наведено значення спорідненості з електроном для атомів деяких елементів.

Таблиця 4.2.

Спорідненість до електрону атомів деяких елементів

Електронегативність- Здатність атома в молекулі або іоні притягувати до себе валентні електрони інших атомів. Електронегативність (ЕО) як кількісна міра – наближена величина. Запропоновано близько 20 шкал електронегативності, найбільше визнання з яких отримала шкала, розроблена Л. Полінгом. На рис. 4.7 наведено значення ЕО за Полінгом.

Мал. 4.7. Електронегативність елементів (по Полінгу)

Найбільш електронегативним із усіх елементів за шкалою Полінга є фтор. Його ЕО прийнята рівною 4. Найменш електронегативний - цезій. Водень займає проміжне положення, оскільки при взаємодії з одними елементами він віддає електрон, а при взаємодії з іншими – набуває.

4.6. Кислотно-основні властивості сполук; схема Косселя

Для пояснення характеру зміни кислотно-основних властивостей сполук елементів Коссель (Німеччина) запропонував використати просту схему, засновану на припущенні про те, що в молекулах існує чисто іонний зв'язокі між іонами має місце кулонівська взаємодія. Схема Косселя описує кислотно-основні властивості сполук, що містять зв'язку Е-Ні Е-О-Н, залежно від заряду ядра і радіуса утворює їх елемента.

Схема Косселя для двох гідроксидів металів, наприклад LiOH і KOH показана на рис. 4.8.

Мал. 4.8. Схема Косселя для LiOH та KOH

Як видно з представленої схеми, радіус іона Li + менше радіусу іона К + і ВІН - група пов'язана міцніше з катіоном літію, ніж з катіоном калію. В результаті КОН буде легше дисоціювати в розчині та основні властивості гідроксиду калію будуть виражені сильніше.

Аналогічним чином можна проаналізувати схему Косселя для двох основ CuOH та Cu(OH) 2 . Оскільки радіус іона Cu 2+ менше, а заряд – більше, ніж у іона Cu + , ОН - -групу міцніше утримуватиме іон Cu 2+ . В результаті основа Cu(OH) 2 буде слабшою, ніж CuOH.

Таким чином, сила основ зростає зі збільшенням радіусу катіона і зменшенні його позитивного заряду.

У головних підгрупах зверху донизу сила підстав збільшується, оскільки у цьому напрямі зростають радіуси іонів елементів. У періодах зліва направо відбувається зменшення радіусів іонів елементів та збільшення їх позитивного заряду, тому в цьому напрямі сила підстав зменшується.

Схема Косселя для двох безкисневих кислот, наприклад, HCl та HI показана на рис. 4.9

Мал. 4.9. Схема Косселя для HCl та HI

Оскільки радіус хлорид-іону менше, ніж йодид-іону, іон Н+ міцніше пов'язаний з аніоном у молекулі хлороводневої кислоти, яка буде слабшою, ніж йодоводородна кислота. Таким чином, сила безкисневих кислот зростає зі збільшенням радіусу негативного іона.

Сила кисневмісних кислот змінюється протилежним чином. Вона збільшується із зменшенням радіуса іона та збільшенням його позитивного заряду. На рис. 4.10 представлена ​​схема Косселя для двох кислот HClO та HClO 4 .

Мал. 4.10. Схема Косселя для HClO та HClO 4

Іон С1 7+ міцно пов'язаний з іоном кисню, тому протон легше відщеплюватиметься в молекулі НС1О 4 . У той самий час зв'язок іона С1 + з іоном Про 2- менш міцна, й у молекулі НС1О протон сильніше утримуватися аніоном Про 2- . В результаті HClO 4 буде сильнішою кислотою, ніж HClO.

Перевагою схеми Косселя є те, що вона з використанням простої моделі дозволяє пояснити характер зміни кислотно-основних властивостей сполук у ряді подібних речовин. Водночас ця схема є суто якісною. Вона дозволяє лише порівнювати властивості сполук і не дає змоги визначити кислотно-основні властивості довільно обраної однієї сполуки. Недоліком цієї моделі є те, що в її основу покладено лише електростатичні уявлення, тоді як у природі не існує чистого (стовідсоткового) іонного зв'язку.

4.7. Окисно-відновні властивості елементів та їх сполук

Зміна окиснювально-відновних властивостей простих речовин легко встановити, розглядаючи характер зміни електронегативності відповідних елементів. У головних підгрупах зверху донизу електронегативність зменшується, що призводить до зменшення окислювальних і збільшення в цьому напрямку відновлювальних властивостей. У періодах зліва направо електронегативність зростає. У результаті цьому напрямі відновлювальні властивості простих речовин зменшуються, а окислювальні – зростають. Таким чином, сильні відновники розташовуються в лівому нижньому куті періодичної системи елементів (калій, рубідій, цезій, барій), тоді як сильні окислювачі знаходяться у верхньому правому її кутку (кисень, фтор, хлор).

Окислювально-відновні властивості сполук елементів залежать від їхньої природи, величини ступеня окислення елементів, положення елементів у періодичній системі та інших факторів.

У головних підгрупах зверху вниз окисні властивості кисневмісних кислот, у яких атоми центрального елемента мають однаковий ступінь окиснення, зменшуються. Сильними окислювачами є азотна та концентрована сірчана кислоти. Окислювальні властивості проявляються тим сильніше, що більший позитивний ступінь окислення елемента у поєднанні. Сильні окислювальні властивості виявляють перманганат калію та дихромат калію.

У основних підгрупах відновлювальні властивості простих аніонів збільшуються зверху донизу. Сильними відновниками є HI, H 2 S, йодиди та сульфіди.

Періодичний закон Дмитра Івановича Менделєєва — один із фундаментальних законів природи, який пов'язує залежність властивостей хімічних елементів та простих речовин із їх атомними масами. Нині закон уточнено, і залежність властивостей пояснюється зарядом ядра атома.

Закон було відкрито російським вченим 1869-го року. Менделєєв представив його науковій спільнотіу доповіді з'їзду Російського хімічного товариства (доповідь було зроблено іншим вченим, оскільки Менделєєв змушений був терміново виїхати за завданням Вільного економічного товариства Петербурга). У цьому ж році вийшов підручник "Основи хімії", написаний Дмитром Івановичем для студентів. У ньому вчений описав властивості популярних сполук, і навіть постарався дати логічну систематизацію хімічних елементів. Також у ньому вперше було представлено таблицю з періодично розташованими елементами, як графічна інтерпретація періодичного закону. Всі наступні роки Менделєєв удосконалював свою таблицю, наприклад, додав стовпець інертних газів, які були відкриті через 25 років.

Наукове співтовариство далеко не відразу прийняло ідеї великого російського хіміка, навіть у Росії. Але після того, як було відкрито три нові елементи (галій у 1875-му, скандій у 1879-му та германій у 1886-му роках), передбачені та описані Менделєєвим у своїй знаменитій доповіді, періодичний закон був визнаний.

• Є загальним законом природи.
• У таблицю, що графічно представляє закон, включаються як всі відомі елементи, а й ті, які відкривають досі.
• Усі нові відкриття не вплинули на актуальність закону та таблиці. Таблиця вдосконалюється і змінюється, та її суть залишилася незмінною.
• Дозволив уточнити атомні ваги та інші характеристики деяких елементів, передбачити існування нових елементів.
• Хіміки одержали надійну підказку, як і де шукати нові елементи. Крім цього, закон дозволяє з високою ймовірністю заздалегідь визначати властивості ще невідкритих елементів.
• Відіграв величезну роль розвитку неорганічної хімії в 19-му столітті.

Історія відкриття

Є гарна легендапро те, що свою таблицю Менделєєв побачив уві сні, а вранці прокинувся і записав її. Насправді це просто міф. Сам вчений багато разів говорив, що створенню та вдосконаленню періодичної таблиці елементів він присвятив 20 років свого життя.

Все почалося з того, що Дмитро Іванович вирішив написати для студентів підручник із неорганічної хімії, в якому збирався систематизувати всі відомі на цей момент знання. І, природно, він спирався на досягнення та відкриття своїх попередників. Вперше увагу на взаємозв'язок атомних ваг та властивостей елементів звернув німецький хімік Деберейнер, який спробував розбити відомі йому елементи на тріади зі схожими властивостями та вагами, що підкоряються певному правилу. У кожній трійці середній елементмав вагу, близьку до середнього арифметичного двох крайніх елементів. Вчений зміг утворити п'ять груп, наприклад, Li-Na-K; Cl-Br-I. Але це були не всі відомі елементи. До того ж, трійка елементів не вичерпувала список елементів зі схожими властивостями. Спроби знайти загальну закономірність пізніше робили німці Гмелін та фон Петтенкофер, французи Ж. Дюма та де Шанкуртуа, англійці Ньюлендс та Одлінг. Далі за всіх просунувся німецький вчений Мейєр, який у 1864-му році склав таблицю, дуже схожу на таблицю Менделєєва, але вона містила лише 28 елементів, тоді як було відомо вже 63.

На відміну від своїх попередників Менделєєву вдалося скласти таблицю, до якої увійшли всі відомі елементи, розташовані за певною системою. При цьому деякі клітини він залишив незаповненими, приблизно обчисливши атомні ваги деяких елементів та описавши їх властивості. Крім цього, російському вченому вистачило сміливості та далекоглядності заявити, що відкритий ним закон є загальним законом природи та назвав його «періодичним законом». Сказавши «а», він пішов далі та виправив атомні ваги елементів, які не вписувалися до таблиці. За більш ретельної перевірки виявилося, що його виправлення вірні, а відкриття описаних ним гіпотетичних елементів стало остаточним підтвердженням істинності нового закону: практика довела справедливість теорії.

Ще алхіміки намагалися знайти закон природи, на основі якого можна було б систематизувати хімічні елементи. Але їм бракувало надійних та докладних відомостей про елементи. До середини ХІХ ст. знань про хімічні елементи стало достатньо, а кількість елементів зросла настільки, що в науці виникла природна потреба в їхній класифікації. Перші спроби класифікації елементів на метали та неметали виявилися неспроможними. Попередники Д. І. Менделєєва (І. В. Деберейнер, Дж. А. Ньюлендс, Л. Ю. Мейєр) багато зробили для підготовки відкриття періодичного закону, але не змогли осягнути істину. Дмитро Іванович встановив зв'язок між масою елементів та його властивостями.

Дмитро Іванович народився у Тобольську. Він був сімнадцятою дитиною у сім'ї. Закінчивши в рідному місті гімназію, Дмитро Іванович вступив у Санкт-Петербурзі до Головного педагогічного інституту, після закінчення якого із золотою медаллю виїхав на два роки у наукове відрядження за кордон. Після повернення його запросили до Петербурзького університету. Приступаючи до читання лекцій з хімії, Менделєєв не знайшов нічого, що можна було б рекомендувати студентам як навчального посібника. І він вирішив написати нову книгу- "Основи хімії".

Відкриття періодичного закону передувало 15 років напруженої роботи. 1 березня 1869 р. Дмитро Іванович припускав виїхати з Петербурга у губернії у справах.

Періодичний закон було відкрито з урахуванням характеристики атома – відносної атомної маси .

Менделєєв розташував хімічні елементи в порядку зростання їх атомних мас і помітив, що властивості елементів повторюються через певний проміжок – період, Дмитро Іванович розташував періоди один під одним. елементів.

1 березня 1869р. Формулювання періодичного закону Д.І. Менделєєва.

Властивості простих речовин, а також форми та властивості сполук елементів знаходяться в періодичній залежності від величини атомних ваг елементів.

На жаль, прихильників періодичного закону спочатку було обмаль, навіть серед російських учених. Противників – багато, особливо у Німеччині та Англії.
Відкриття періодичного закону – це блискучий зразок наукового передбачення: у 1870 р. Дмитро Іванович передбачив існування трьох ще невідомих тоді елементів, що їх назвав екасилицієм, екаалюмінієм та екабором. Він зумів правильно передбачити найважливіші властивості нових елементів. І ось через 5 років, 1875 р., французький вчений П.Е. Лекок де Буабодран, який нічого не знав про роботи Дмитра Івановича, відкрив новий метал, назвавши його галієм. По ряду властивостей та способу відкриття галій збігався з екаалюмінієм, передбаченим Менделєєвим. Але його вага виявилася меншою за передбачене. Незважаючи на це, Дмитро Іванович надіслав до Франції листа, наполягаючи на своєму пророкуванні.
Вчений світ був приголомшений тим, що пророцтво Менделєєвим властивостей екаалюмінію виявилося таким точним. З цього моменту періодичний закон починає затверджуватись у хімії.
У 1879 р. Л. Нільсон у Швеції відкрив скандій, у якому втілився передбачений Дмитром Івановичем екабор .
У 1886 р. К. Вінклер у Німеччині відкрив германій, який виявився екасиліцієм .

Але геніальність Дмитра Івановича Менделєєва та його відкриття – не лише ці передбачення!

У чотирьох місцях періодичної системи Д. І. Менделєєв розташував елементи над порядку зростання атомних мас:

Ще наприкінці 19 століття Д.І. Менделєєв писав, що, мабуть, атом складається з інших дрібніших частинок. Після його смерті 1907 р. було доведено, що атом складається з елементарних частинок. Теорія будови атома підтвердила правоту Менделєєва, перестановки даних елементів не відповідно до зростання атомних мас повністю виправдані.

Сучасне формулювання періодичного закону.

Властивості хімічних елементів та їх сполук знаходяться у періодичній залежності від величини заряду ядер їх атомів, що виражається у періодичній повторюваності структури зовнішньої валентної електронної оболонки.
І ось понад 130 років після відкриття періодичного закону ми можемо повернутися до слів Дмитра Івановича, взятих як девіз нашого уроку: «Періодичному закону майбутнє не загрожує руйнацією, а лише надбудова та розвиток обіцяються». Скільки хімічних елементів відкрито зараз? І це далеко не межа.

p align="justify"> Графічним зображенням періодичного закону є періодична система хімічних елементів. Це короткий конспект усієї хімії елементів та їх сполук.

Зміни властивостей у періодичній системі із зростанням величини атомних ваг у періоді (зліва направо):

1. Металеві властивості зменшуються

2. Неметалічні властивості зростають

3. Властивості вищих оксидів та гідроксидів змінюються від основних через амфотерні до кислотних.

4. Валентність елементів у формулах вищих оксидів зростає від IдоVII, а у формулах летких водневих сполук зменшується від IV доI.

2.3. Періодичний закон Д.І.Менделєєва.

Закон відкритий і сформульований Д. І. Менделєєвим: «Властивості простих тіл, а також форми та властивості сполук елементів перебувають у періодичній залежності від атомних ваг елементів». Закон створено з урахуванням глибокого аналізу властивостей елементів та його сполук. Визначні досягнення фізики, головним чином розробка теорії будови атома, дали можливість розкрити фізичну сутність періодичного закону: періодичність у зміні властивостей хімічних елементів зумовлена ​​періодичною зміною характеру заповнення електронами зовнішнього електронного шару у міру зростання числа електронів, що визначається зарядом ядра. Заряд дорівнює порядковому номеру елемента в періодичній системі. Сучасне формулювання періодичного закону: «Властивості елементів і простих і складних речовин, що утворюються ними, знаходяться в періодичній залежності від заряду ядра атомів». Створена Д. І. Менделєєвим у 1869-1871 рр. періодична система є природною класифікацією елементів, математичним відображенням періодичного закону.

Менделєєв не тільки перший точно сформулював цей закон і представив зміст його у вигляді таблиці, яка стала класичною, але й всебічно обґрунтував його, показав його величезне наукове значення як керівного класифікаційного принципу і як могутньої зброї для наукового дослідження.

Фізичний зміст періодичного закону. Було розкрито лише після з'ясування, що заряд ядра атома зростає під час переходу від однієї хімічного елемента до сусіднього (у періодичної системі) на одиницю елементарного заряду. Чисельно заряд ядра дорівнює порядковому номеру (атомному номеру Z) відповідного елемента в періодичній системі, тобто протонів в ядрі, у свою чергу рівному числу електронів відповідного нейтрального атома. Хімічні властивості атомів визначаються структурою їх зовнішніх електронних оболонок, що періодично змінюється зі збільшенням заряду ядра, і, отже, основу періодичного закону лежить уявлення про зміну заряду ядра атомів, а чи не атомної маси елементів. Наочна ілюстрація періодичного закону – криві періодичні зміни деяких фізичних величин(іонізаційних потенціалів, атомних радіусів, атомних об'ємів) залежно від Z. Якогось загального математичного вираження періодичного закону не існує. Періодичний закон має величезне природничо і філософське значення. Він дозволив розглядати всі елементи в їх взаємному зв'язку та прогнозувати властивості невідомих елементів. Завдяки періодичному закону багато наукових пошуків (наприклад, у галузі вивчення будови речовини - у хімії, фізиці, геохімії, космохімії, астрофізиці) набули цілеспрямованого характеру. Періодичний закон – яскравий прояв дії загальних законівдіалектики, зокрема закону переходу кількості до якості.

Фізичний етап розвитку періодичного закону можна розділити на кілька стадій:

1. Встановлення ділимості атома на підставі відкриття електрона та радіоактивності (1896-1897);

2. Розробка моделей будови атома (1911-1913);

3. Відкриття та розробка системи ізотопів (1913);

4. Відкриття закону Мозлі (1913), що дозволяє експериментально визначати заряд ядра та номер елемента в періодичній системі;

5. Розробка теорії періодичної системи на підставі уявлень про будову електронних оболонок атомів (1921–1925);

6. Створення квантової теорії періодичної системи (1926–1932).

2.4. Пророцтво існування невідомих елементів.

Найважливіше ж у відкритті Періодичного закону - передбачення існування ще відкритих хімічних елементів. Під алюмінієм Al Менделєєв залишив місце для його аналога "екаалюмінію", під бором B - для "екобору", а під кремнієм Si - для "екасиліція". Так назвав Менделєєв ще відкриті хімічні елементи. Він навіть дав їм символи El, Eb та Es.

З приводу елемента "екасиліція" Менделєєв писав: "Мені здається, найбільш цікавим з, безсумнівно, відсутніх металів буде той, який належить до IV групи аналогів вуглецю, а саме, до III ряду. Це буде метал, що наступить відразу ж за кремнієм, і тому назвемо його екасиліцієм". Дійсно, цей ще не відкритий елемент повинен був стати своєрідним "замком", що зв'язує два типові неметалу - вуглець C і кремній Si - з двома типовими металами - оловом Sn і свинцем Pb.

Потім передбачив існування ще восьми елементів, у тому числі "двітелура" - полонію (відкритий у 1898 р.), "екаїода" - астата (відкритий у 1942-1943 рр.), "двімарганця" - технеція (відкритий у 1937 р.) , "екацезія" - Франція (відкритий 1939 р.)

У 1875 році французький хімік Поль-Еміль Лекок де Буабодран відкрив у мінералі вюртцит - сульфіді цинку ZnS - передбачений Менделєєвим "екаалюміній" і назвав його на честь своєї батьківщини галієм Ga (латинська назва Франції - "Галія").

Менделєєв точно передбачив властивості екаалюмінію: його атомну масу, щільність металу, формулу оксиду El 2 O 3 хлориду ElCl 3 сульфату El 2 (SO 4) 3 . Після відкриття галію ці формули стали записувати як Ga 2 O 3 GaCl 3 і Ga 2 (SO 4) 3 . Менделєєв передбачив, що це буде дуже легкоплавкий метал, і дійсно температура плавлення галію виявилася рівною 29,8 про С. По легкоплавкості галій поступається тільки ртуті Hg і цезію Cs.

Середній вміст Галій у земної коривідносно висока, 1,5-10-30% за масою, що дорівнює вмісту свинцю та молібдену. Галій – типовий розсіяний елемент. Єдиний мінерал Галій - галас CuGaS2, дуже рідкісний. На повітрі за нормальної температури Галій стійок. Вище 260°С сухому кисні спостерігається повільне окислення (плівка окису захищає метал). У сірчаній та соляній кислотах галій розчиняється повільно, у плавиковій - швидко, азотної кислотина холоді Галій стійкий. У гарячих розчинах лугів Галій повільно розчиняється. Хлор і бром реагують з Галлієм на холоду, йод - при нагріванні. Розплавлений Галій при температурах вище 300° С взаємодіє з усіма конструкційними металами та сплавами Відмінна особливістьГалій - великий інтервал рідкого стану(2200 ° С) і низький тиск пари при температурах до 1100-1200 ° С.. Геохімія Галій тісно пов'язана з геохімією алюмінію, що обумовлено подібністю фізико-хімічних властивостей. Основна частина Галій у літосфері укладена в мінералах алюмінію. Зміст Галій у бокситах та нефелінах коливається від 0,002 до 0,01%. Підвищені концентрації Галій спостерігаються також у сфалеритах (0,01-0,02%), у кам'яному вугіллі (разом з германієм), а також у деяких залізних рудах. Широкого промислового застосування Галій поки що не має. Потенційно можливі масштаби попутного отримання Галій у виробництві алюмінію досі значно перевищують попит на метал.

Найбільш перспективне застосування Галій у вигляді хімічних сполук типу GaAs, GaP, GaSb, що мають напівпровідникові властивості. Вони можуть застосовуватися у високотемпературних випрямлячах та транзисторах, сонячних батареях та ін. приладах, де може бути використаний фотоефект у замикаючому шарі, а також у приймачах інфрачервоного випромінювання. Галій можна використовувати для виготовлення оптичних дзеркал, що відрізняються високою відбивною здатністю. Сплав алюмінію з Галлію запропонований замість ртуті як катод ламп ультрафіолетового випромінювання, що застосовуються в медицині. Рідкий Галій та його сплави запропоновано використовувати для виготовлення високотемпературних термометрів (600-1300 ° С) та манометрів. Цікавим є застосування Галій та його сплавів як рідкого теплоносія в енергетичних. ядерних реакторах(цьому заважає активну взаємодію Галій при робочих температурах з конструкційними матеріалами; евтектичний сплав Ga-Zn-Sn має меншу корозійну дію, ніж чистий Галій).

В 1879 шведський хімік Ларс Нільсон відкрив скандій, передбачений Менделєєвим як екабор Eb. Нільсон писав: " Не залишається жодного сумніву, що у скандії відкрито екабор... Так підтверджуються наочним чином міркування російського хіміка, які дали можливість передбачити існування скандію і галію, а й передбачити заздалегідь їх найважливіші властивості " . Скандій отримав назву на честь батьківщини Нільсона Скандинавії, а відкрив він його в складному мінералі гадолініті, що має склад Be 2 (Y, Sc) 2 FeO 2 (SiO 4) 2 . Середній вміст Скандій у земній корі (кларк) 2,2-10-3% за масою. У гірських породах вміст Скандій по-різному: в ультраосновних 5-10-4, в основних 2,4-10-3, в середніх 2,5-10-4, в гранітах і сенітах 3.10-4; в осадових породах (1-1,3).10-4. Скандій концентрується в земній корі внаслідок магматичних, гідротермальних та гіпергенних (поверхневих) процесів. Відомо два власні мінерали Скандій - тортвейтит і стерреттіт; вони трапляються надзвичайно рідко. Скандій - м'який метал, у чистому стані легко піддається обробці - ковці, прокатці, штампуванні. Масштаби застосування Скандій дуже обмежені. Окис Скандій йде виготовлення феритів для елементів пам'яті швидкодіючих обчислювальних машин. Радіоактивний 46Sc використовується в нейтронно-активаційному аналізі та в медицині. Сплави Скандій, що володіють невеликою щільністю і високою температурою плавлення, перспективні як конструкційні матеріали в ракетої літакобудуванні, а ряд сполук Скандій може знайти застосування при виготовленні люмінофорів, оксидних катодів, у скляному та керамічних виробництвах, хімічної промисловості(як каталізаторів) та в інших областях. В 1886 професор Гірської академії у Фрайбурзі німецький хімік Клеменс Вінклер при аналізі рідкісного мінералу аргіродиту складу Ag 8 GeS 6 виявив ще один елемент, передбачений Менделєєвим. Вінклер назвав відкритий ним елемент германієм Ge на честь своєї батьківщини, але це чомусь викликало різкі заперечення з боку деяких хіміків. Вони стали звинувачувати Вінклера в націоналізмі, у присвоєнні відкриття, яке зробив Менделєєв, який уже дав елементу ім'я "екасилицій" та символ Es. Збентежений Вінклер звернувся за порадою до самого Дмитра Івановича. Той пояснив, що саме першовідкривач нового елемента має дати йому назву. Загальний зміст Німеччини в земній корі 7.10-4% за масою, тобто більше, ніж, наприклад, сурми, срібла, вісмуту. Проте власні мінерали Німеччин зустрічаються дуже рідко. Майже всі вони є сульфосолі: германіт Cu2 (Cu, Fe, Ge, Zn)2 (S, As)4, аргіродит Ag8GeS6, конфільдит Ag8(Sn, Ce) S6 та ін. Основна маса Німеччин розсіяна в земній корі великому числігірських порід та мінералів: у сульфідних рудах кольорових металів, у залізних рудах, у деяких окисних мінералах (хроміті, магнетиті, рутилі та ін.), у гранітах, діабазах та базальтах. Крім того, Німеччина присутня майже у всіх силікатах, у деяких родовищах кам'яного вугіллята нафти. Німеччина - один із найбільш цінних матеріалів у сучасній напівпровідниковій техніці. Він використовується для виготовлення діодів, тріодів, кристалічних детекторів та силових випрямлячів. Монокристалічний Німеччина застосовується також у дозиметричних приладах та приладах, що вимірюють напруженість постійних та змінних магнітних полів. Важливою сферою застосування Німеччин є інфрачервона техніка, зокрема виробництво детекторів інфрачервоного випромінювання, що працюють в області 8-14 мк. Перспективні для практичного використання багато сплавів, до складу яких входять Німеччина, скла на основі GeO2 та ін.

Передбачити існування групи шляхетних газів Менделєєв було, і спочатку не знайшлося місця у Періодичної системі.

Відкриття аргону Ar англійськими вченими У. Рамзаєм і Дж. Релеєм в 1894 відразу викликало бурхливі дискусії і сумніви в Періодичному законі та Періодичній системі елементів. Менделєєв спочатку вважав аргон алотропною модифікацією азоту і лише 1900 року під тиском непорушних фактів погодився з присутністю в Періодичній системі "нульової" групи хімічних елементів, яку зайняли інші шляхетні гази, відкриті за аргоном. Тепер ця група відома за номером VIIIА.

У 1905 року Менделєєв написав: " Мабуть, періодичному закону майбутнє не загрожує руйнацією, лише надбудови та розвитку обіцяє, хоча як російського мене хотіли затерти, особливо німці " .

Відкриття Періодичного закону прискорило розвиток хімії та відкриття нових хімічних елементів.

Ліцейський іспит, на якому старий Державін благословив юного Пушкіна. Роль метра довелося зіграти академіку Ю.Ф.Фріцше відомому фахівцю в органічній хімії. Кандидатська дисертація Д.І.Менделєєв закінчив Головний Педагогічний інститутв 1855 р. Кандидатська дисертація "Ізоморфізм у зв'язку з іншими відносинами кристалічної форми до складу" стала його першою великою науковою...

Переважно з питання капілярності і поверхневому натягу рідин, а години дозвілля проводив серед молодих російських учених: С.П. Боткіна, І.М. Сєченова, І.А. Вишнеградського, А.П. Бородіна та ін. У 1861 р. Менделєєв повертається до Санкт-Петербурга, де відновлює читання лекцій з органічної хімії в університеті і видає чудовий на той час підручник: "Органічна хімія", в...

Періодичний закон сформульований Д. І. Менделєєвим у (1869) році. До цього часу було відомо (63) хімічного елемента. Як основну властивість елементів Менделєєв вибрав відносну атомну масу . Враховував також склад, фізичні та хімічні властивості утворених елементом простих та складних речовин.

Розташувавши всі відомі хімічні елементи у порядку зростання атомних мас, Менделєєв виявив, що властивості повторюються через певна кількістьелементів.

Повторимо дії Менделєєва з урахуванням того, що благородні гази у його час ще були відомі. Розташуємо елементи по зростанню атомної маси (другий рядок таблиці), вкажемо металеві та неметалічні властивості, формули та властивості вищих оксидів та гідроксидів, а також формули газоподібних водневих сполук.

Якщо уважно проаналізувати отримані послідовності, можна побачити повторюваність металевих і неметалевих властивостей, складу і властивостей сполук. Через сім елементів від лужного металу літію у ряді розташовується лужний метал натрій, а через сім елементів від галогену фтору - галоген хлор. Через сім елементів з'являються однакові формули оксидів та водневих сполук, оскільки повторюються значення валентностей у сполуках з киснем та воднем. Можемо скласти їх загальні формули.

Формули вищих оксидів: R 2 O , RO , R 2 O 3 , R O 2 , R 2 O 5 , R O 3 , R 2 O 7 .

Летючі водневі сполуки (Для неметалів): R H 4 , R H 3 , R H 2 , RH .

Таким чином Менделєєв встановив періодичність зміни властивостей із зростанням атомної маси. У статті «Періодична закономірність хімічних елементів» Д. І. Менделєєв дав таке формулювання періодичного закону:

У перекладі сучасною науковою мовою це звучить так:

"Властивості простих речовин, а також склад і властивості сполук елементів знаходяться в періодичній залежності від відносних атомних мас".

Усі елементи Менделєєв розділив на періоди.

Період- ряд елементів, розташованих у порядку зростання відносної атомної маси, що починається лужним металом і закінчується галогеном та інертним газом.

У період:

• поступово послаблюються металеві властивості простих речовин та посилюються неметалеві;
• вища валентність елементів за киснем зростає від I (у лужних металів) до VII (у галогенів);
• валентність елементів неметалів у летких водневих сполуках зменшується від IV до I (у галогенів);
• властивості вищих оксидів та гідроксидів поступово змінюються від основних через амфотерні до кислотних.

Періодичний закон отримав подальший розвитокпісля вивчення фізиками будови атома. Виявилося що головною характеристикоюхімічного елемента не є відносна атомна маса, а заряд ядра атома. Сучасне формулювання періодичного закону дещо змінено:

«Властивості хімічних елементів та їх сполук перебувають у періодичній залежності від зарядів атомних ядер».