W 1871 roku sformułowano prawo okresowe Mendelejewa. Do tego czasu nauka znała 63 pierwiastki, a Dmitrij Iwanowicz Mendelejew zamówił je na podstawie względnej masy atomowej. Współczesny układ okresowy znacznie się rozwinął.

Historia

W 1869 r., pracując nad podręcznikiem do chemii, Dmitrij Mendelejew stanął przed problemem usystematyzowania materiału gromadzonego przez wiele lat przez różnych naukowców - jego poprzedników i współczesnych. Jeszcze przed pracą Mendelejewa podejmowano próby usystematyzowania pierwiastków, co stanowiło warunek wstępny rozwoju układu okresowego.

Ryż. 1. Mendelejew DI.

Wyszukiwania klasyfikacji elementów podsumowano w tabeli.

Mendelejew uporządkował pierwiastki według względnej masy atomowej, układając je w porządku rosnącym. W sumie było dziewiętnaście rzędów poziomych i sześć pionowych. To była pierwsza edycja układ okresowy elementy. Tutaj zaczyna się historia odkrycia prawa okresowości.

Stworzenie nowego, bardziej zaawansowanego stołu zajęło naukowcowi prawie trzy lata. Sześć kolumn pierwiastków stało się okresami poziomymi, z których każdy zaczynał się od metalu alkalicznego, a kończył na niemetalu (gazy szlachetne nie były jeszcze znane). Poziome rzędy utworzyły osiem pionowych grup.

W przeciwieństwie do swoich kolegów Mendelejew zastosował dwa kryteria rozkładu pierwiastków:

  • masa atomowa;
  • właściwości chemiczne.

Okazało się, że pomiędzy tymi dwoma kryteriami istnieje pewna prawidłowość. Po określonej liczbie pierwiastków o rosnącej masie atomowej właściwości zaczynają się powtarzać.

Ryż. 2. Tabela opracowana przez Mendelejewa.

Początkowo teoria nie została wyrażona matematycznie i nie mogła zostać w pełni potwierdzona eksperymentalnie. Fizyczne znaczenie tego prawa stało się jasne dopiero po stworzeniu modelu atomu. Chodzi o to, aby powtórzyć strukturę powłoki elektronowe przy stałym wzroście ładunków jądrowych, co wpływa na chemikalia i właściwości fizyczne ach elementy.

Prawo

Ustaliwszy okresowość zmian właściwości wraz ze wzrostem masy atomowej, Mendelejew w 1871 r. sformułował prawo okresowości, które stało się fundamentalne w nauki chemiczne.

Dmitrij Iwanowicz ustalił, że właściwości proste substancje są okresowo zależne od względnych mas atomowych.

Nauka XIX-wieczna nie posiadała współczesnej wiedzy o pierwiastkach, tzw nowoczesna formuła Prawo to różni się nieco od prawa Mendelejewa. Jednak istota pozostaje ta sama.

Wraz z dalszym rozwojem nauki badano budowę atomu, co wpłynęło na sformułowanie prawa okresowego. Zgodnie ze współczesnym okresowym prawem własności pierwiastki chemiczne zależą od opłat jądra atomowe.

Tabela

Od czasów Mendelejewa stworzony przez niego stół znacznie się zmienił i zaczął odzwierciedlać prawie wszystkie funkcje i cechy elementów. Do dalszej nauki chemii niezbędna jest umiejętność korzystania ze stołu. Nowoczesny stół prezentowany jest w trzech formach:

  • krótki - okresy zajmują po dwie linie każdy, a wodór często zalicza się do grupy 7;
  • długi - z tabeli usuwa się izotopy i pierwiastki promieniotwórcze;
  • wyjątkowo długi - każdy okres zajmuje osobną linię.

Ryż. 3. Długi nowoczesny stół.

Krótka tabela jest najbardziej przestarzałą wersją, którą zaprzestano w 1989 r., ale nadal jest używana w wielu podręcznikach. Formy długie i bardzo długie są uznawane na arenie międzynarodowej i używane na całym świecie. Pomimo ustalonych form naukowcy nadal udoskonalają układ okresowy, oferując nowe możliwości.

Czego się nauczyliśmy?

Prawo okresowe i układ okresowy Mendelejewa zostały sformułowane w 1871 roku. Mendelejew zidentyfikował wzorce właściwości pierwiastków i uporządkował je na podstawie względnej masy atomowej. Wraz ze wzrostem mas właściwości pierwiastków zmieniały się, a następnie powtarzały. Następnie uzupełniono tabelę i dostosowano prawo do współczesnej wiedzy.

Testuj w temacie

Ocena raportu

Średnia ocena: 4.6. Łączna liczba otrzymanych ocen: 135.

Prawo okresowości, jedno z podstawowych praw nauk przyrodniczych, odkrył wielki rosyjski naukowiec D.I. Mendelejewa w 1869 r. Początkowo prawo sformułowano w następujący sposób: właściwości pierwiastków i ich związków okresowo zależą od ich masy atomowej(według nowoczesne pomysły - masa atomowa).

Prawo okresowości przedstawiono jako klasyfikację pierwiastków. Na jej podstawie ułożono elementy grupy naturalne przez ogół ich właściwości. Na tę kwestię zwrócono szczególną uwagę: kierując się właściwościami pierwiastków, D.I. W wielu przypadkach Mendelejew musiał nawet odejść od sekwencyjnego ułożenia pierwiastków w układzie okresowym ściśle według rosnących mas atomowych („ciężarów atomowych”), na przykład 18 Ar (39,9) i 19 K (39,1), 52 Te (127,6 ) i 53 1 (126,9).

W czasach Mendelejewa nie była znana przyczyna okresowości właściwości pierwiastków. Odkrywca prawa okresowości był jednak przekonany, że przyczyny należy szukać w budowie materii.

Odkrycie prawa okresowego nie tylko dało podwaliny naukom chemicznym, ale także postawiło przed nami zadanie wyjaśnienia przyczyna fizyczna okresowość. Właściwości chemiczne i zdecydowana większość właściwości fizycznych pierwiastków są okresową funkcją jakiejś niezależnej, jednoznacznie określonej wielkości właściwej dla każdego pierwiastka i zmieniającej się monotonicznie w zależności od pierwiastka. Za taką wartość Mendelejew przyjął masę atomową („masę atomową”).

Dopiero gdy dzięki sukcesom fizyki o budowie atomu wiedziano znacznie więcej niż w momencie odkrycia i ustalenia prawa okresowości, wyjaśniono jego prawdziwe znaczenie i przyczyny okresowości. Według układu okresowego od pierwiastka do pierwiastka zmienia się ładunek jądra atomu pierwiastka, który jest określony przez liczbę protonów. W układzie okresowym liczba ta pokrywa się z liczbą atomową pierwiastka. Ponieważ atom jest elektrycznie obojętny, ładunek jądra (w jednostkach ładunku elektronu) jest równy liczbie elektronów w powłoce elektronowej atomu. Zwiększyć numer seryjny element na jednostkę oznacza, że ​​do jądra atomu został dodany jeden proton, a zatem do powłoki elektronowej został dodany jeden elektron. Ponieważ o właściwościach pierwiastków, zwłaszcza chemicznych, decydują głównie elektrony zewnętrznej warstwy kwantowej, przyczyną okresowości tych właściwości jest okresowy charakter wypełniania elektronami przestrzeni wokół jądra. Czynnikiem decydującym o budowie powłok elektronowych atomów, a co za tym idzie o właściwościach pierwiastków, jest ładunek jądra atomowego. Dlatego współczesne sformułowanie prawa okresowego jest następujące: Właściwości pierwiastków i ich związków okresowo zależą od ładunku jądra atomu pierwiastka.

Masę atomową pierwiastka określa całkowita liczba nukleonów (protonów i neutronów) w jądrach izotopowych tego pierwiastka oraz skład izotopowy pierwiastka. Zmiana masy atomowej jest głównie proporcjonalna do ładunku jądra. Dlatego sformułowanie prawa okresowości przez Mendelejewa, z nielicznymi wyjątkami, poprawnie odzwierciedla układ pierwiastków w układzie okresowym, ale nie ujawnia przyczyny okresowości.

Zgodnie z zasadą Pauliego liczba możliwych stanów elektronowych na poziomach i podpoziomach kwantowych jest ograniczona liczbą kombinacji niepowtarzających się zbiorów czterech liczb kwantowych P, /, T I S, a to określa pojemność poziomów i podpoziomów kwantowych (patrz tabela 2.1). Jeśli atom nie jest wzbudzony, elektrony wypełniają te orbitale, których energia jest minimalna.

Układ okresowy byłby prostszy, gdyby energię w atomach wieloelektronowych, podobnie jak w atomie wodoru, określano za pomocą głównej liczby kwantowej. Następnie, zgodnie z pojemnością warstw kwantowych, okresy będą składać się z 2, 8, 18, 32, 50 itd. pierwiastki, a gazy szlachetne z pełnym poziomem kwantowym miałyby liczby 2, 10, 28, 60, 110... Jednak w wyniku oddziaływania elektron-elektron sekwencja ta zostaje zakłócona. Od IV okresu zapełnianie nowej warstwy kwantowej, co w Układzie Okresowym odpowiada początkowi nowego okresu, rozpoczyna się od niepełnego przedzewnętrznego III poziomu kwantowego, a od VI okresu - niepełnego kwantu IV i V poziomy itp. Dlatego gazy szlachetne są pierwiastkami, po których rozpoczyna się budowa nowego poziomu kwantowego (i nowy okres), - na zewnętrznej warstwie kwantowej zawiera tylko 8 elektronów i ma liczby 2, 10, 18, 36, 54 i 86. Odpowiednio okresy obejmują 2, 8, 8, 18, 18 i 32 elementy.

Prawo okresowości nie ma określonego wyrażenia matematycznego. Jest on przedstawiony w formie układu okresowego. Istnieje kilka wersji takiej tabeli, ale wszystkie są prezentowane w tej czy innej formie jako diagramy struktury struktury atomowej dowolnego elementu. Staje się możliwe ustalenie struktura elektroniczna dowolnego atomu nie tylko na podstawie znanej kolejności wypełniania podpoziomów czy reguły Klechkowskiego, ale także na podstawie samej tabeli: pozycja elementu w tablicy jednoznacznie odzwierciedla strukturę elektronową jego atomów. Rozkład pierwiastków według okresów i podgrup dokładnie odpowiada rozkładowi elektronów atomów tych pierwiastków według poziomów i podpoziomów powłoki elektronowej.

2.3. Prawo okresowe D.I.Mendelejewa.

Prawo zostało odkryte i sformułowane przez D.I. Mendelejewa: „Właściwości prostych ciał, a także formy i właściwości związków pierwiastków są okresowo zależne od mas atomowych pierwiastków”. Prawo powstało na podstawie głębokiej analizy właściwości pierwiastków i ich związków. Wybitne osiągnięcia Fizycy, głównie rozwój teorii budowy atomu, umożliwili ujawnienie fizycznej istoty prawa okresowości: okresowość zmian właściwości pierwiastków chemicznych wynika z okresowej zmiany charakteru wypełnienia zewnętrznej warstwy elektronowej z elektronami w miarę wzrostu liczby elektronów, określonej przez ładunek jądra. Ładunek jest równy liczbie atomowej pierwiastka w układzie okresowym. Nowoczesne sformułowanie prawa okresowego: „Właściwości pierwiastków i proste i substancje złożone okresowo zależą od ładunku jądra atomowego.” Stworzony przez D.I. Mendelejewa w latach 1869–1871. Układ okresowy to naturalna klasyfikacja pierwiastków, matematyczne odzwierciedlenie prawa okresowości.

Mendelejew nie tylko jako pierwszy precyzyjnie sformułował to prawo i przedstawił jego treść w formie tabeli, która stała się klasyczna, ale także wszechstronnie je uzasadnił, pokazał jego ogromne znaczenie naukowe, jako wiodącej zasady klasyfikacji i potężnego narzędzia badania naukowe.

Fizyczne znaczenie prawa okresowości. Otwarto go dopiero po odkryciu, że ładunek jądra atomu wzrasta przy przejściu od jednego pierwiastka chemicznego do sąsiedniego (w układzie okresowym) o jednostkę ładunku elementarnego. Liczbowo ładunek jądra jest równy liczbie atomowej (liczbie atomowej Z) odpowiedniego pierwiastka w układzie okresowym, to znaczy liczbie protonów w jądrze, z kolei równej liczbie elektronów odpowiedniego pierwiastka neutralnego atom. O właściwościach chemicznych atomów decyduje budowa ich zewnętrznych powłok elektronowych, która okresowo zmienia się wraz ze wzrostem ładunku jądrowego, dlatego prawo okresowości opiera się na idei zmiany ładunku jądra atomu atomy, a nie masa atomowa pierwiastków. Ilustracja wizualna prawo okresowości - krzywe zmian okresowych niektórych wielkości fizyczne(potencjały jonizacji, promienie atomowe, objętości atomowe) w zależności od Z. Nie ma ogólnego matematycznego wyrażenia na prawo okresowości. Prawo okresowości ma ogromne znaczenie przyrodnicze i filozoficzne. Umożliwiło to uwzględnienie wszystkich elementów w ich wzajemnym powiązaniu i przewidzenie właściwości nieznanych elementów. Dzięki prawu okresowości wiele poszukiwań naukowych (np. z zakresu badania struktury materii - w chemii, fizyce, geochemii, kosmochemii, astrofizyce) stało się celowych. Prawo okresowości jest wyraźnym przejawem ogólnych praw dialektyki, w szczególności prawa przejścia ilości w jakość.

Fizyczny etap rozwoju prawa okresowego można z kolei podzielić na kilka etapów:

1. Ustalenie podzielności atomu na podstawie odkrycia elektronu i promieniotwórczości (1896-1897);

2. Rozwój modeli budowy atomu (1911-1913);

3. Odkrycie i rozwój układu izotopowego (1913);

4. Odkrycie prawa Moseleya (1913), które umożliwia eksperymentalne wyznaczenie ładunku jądrowego i liczby pierwiastków w układzie okresowym;

5. Rozwój teorii układu okresowego w oparciu o idee budowy powłok elektronowych atomów (1921-1925);

6. Stworzenie teoria kwantowa układ okresowy (1926-1932).


2.4. Przewidywanie istnienia nieznanych pierwiastków.

Najważniejszą rzeczą w odkryciu prawa okresowości jest przewidywanie istnienia pierwiastków chemicznych, które nie zostały jeszcze odkryte. Pod aluminium Al Mendelejew pozostawił miejsce dla swojego analogu „eka-aluminium”, pod borem B - dla „eca-boru”, a pod krzemem Si - dla „eca-krzemu”. Tak Mendelejew nazwał nieodkryte jeszcze pierwiastki chemiczne. Nadał im nawet symbole El, Eb i Es.

Odnośnie pierwiastka „eksasilikon” Mendelejew napisał: „Wydaje mi się, że najciekawszym z niewątpliwie brakujących metali będzie ten, który należy do IV grupy analogów węgla, czyli do III rzędu. Będzie to metal zaraz po krzemie i dlatego nazwijmy go ekasilicium.” Rzeczywiście, ten jeszcze nieodkryty pierwiastek miał stać się swego rodzaju „zamkiem” łączącym dwa typowe niemetale – węgiel C i krzem Si – z dwoma typowymi metalami – cyną Sn i ołowiem Pb.

Następnie przewidział istnienie ośmiu kolejnych pierwiastków, w tym „dwitellur” – polon (odkryty w 1898 r.), „ecaiod” – astat (odkryty w latach 1942–1943), „dimangan” – technet (odkryty w 1937 r.), „ecacesia” - Francja (otwarty w 1939)

W 1875 roku francuski chemik Paul-Emile Lecoq de Boisbaudran odkrył przepowiadane przez Mendelejewa „eka-aluminium” w mineralnym wurcycie – siarczku cynku ZnS – i nazwał go galem Ga (łacińska nazwa Francji to „Gallia”) na cześć jego ojczyzna.

Mendelejew dokładnie przewidział właściwości eka-aluminium: jego masę atomową, gęstość metalu, wzór tlenku El 2 O 3, chlorek ElCl 3, siarczan El 2 (SO 4) 3. Po odkryciu galu wzory te zaczęto zapisywać jako Ga 2 O 3, GaCl 3 i Ga 2 (SO 4) 3. Mendelejew przewidział, że będzie to metal bardzo topliwy i rzeczywiście temperatura topnienia galu okazała się równa 29,8 o C. Pod względem topliwości gal ustępuje jedynie rtęci Hg i cezowi Cs.

Średnia zawartość galu w skorupa ziemska stosunkowo wysoki, 1,5-10-30% wagowych, co odpowiada zawartości ołowiu i molibdenu. Gal jest typowym pierwiastkiem śladowym. Jedynym minerałem galu jest galdyt CuGaS2, który jest bardzo rzadki. Gal jest stabilny w powietrzu w zwykłych temperaturach. Obserwuje się temperaturę powyżej 260°C w suchym tlenie powolne utlenianie(warstwa tlenkowa chroni metal). W siarce i kwasy solne Gal rozpuszcza się powoli, w fluorku - szybko, w kwas azotowy Gal jest stabilny na zimno. Gal rozpuszcza się powoli w gorących roztworach alkalicznych. Chlor i brom reagują z galem na zimno, jod - po podgrzaniu. Stopiony gal w temperaturach powyżej 300°C oddziałuje ze wszystkimi metalami i stopami konstrukcyjnymi Osobliwość Gal ma szeroki zakres stanu ciekłego (2200°C) i niską prężność pary w temperaturach do 1100-1200°C. Geochemia Gal jest ściśle powiązany z geochemią aluminium, co wynika z podobieństwa ich właściwości fizykochemicznych. Główna część galu w litosferze zawarta jest w minerałach glinu. Zawartość galu w boksycie i nefelinie waha się od 0,002 do 0,01%. Zwiększone stężenia galu obserwuje się także w sfalerytach (0,01-0,02%), w węglach kamiennych (wraz z germanem), a także w niektórych rudy żelaza. Gal nie ma jeszcze szerokiego zastosowania przemysłowego. Potencjalna skala ubocznego wytwarzania galu przy produkcji aluminium w dalszym ciągu znacznie przewyższa zapotrzebowanie na ten metal.

Najbardziej obiecujące zastosowanie galu występuje w postaci związków chemicznych, takich jak GaAs, GaP, GaSb, które mają właściwości półprzewodnikowe. Można je stosować w prostownikach i tranzystorach wysokotemperaturowych, bateriach słonecznych i innych urządzeniach, w których można wykorzystać efekt fotoelektryczny w warstwie blokującej, a także w odbiornikach promieniowania podczerwonego. Galu można używać do produkcji zwierciadeł optycznych o wysokim współczynniku odbicia. Zamiast rtęci jako katodę lamp ultrafioletowych stosowanych w medycynie zaproponowano stop aluminium z galem. Proponuje się wykorzystanie ciekłego galu i jego stopów do produkcji termometrów wysokotemperaturowych (600-1300 ° C) i manometrów. Interesujące jest zastosowanie galu i jego stopów jako ciekłego chłodziwa w energetycznych reaktorach jądrowych (co utrudniają aktywna interakcja Gal w temperaturach roboczych z materiałami konstrukcyjnymi; eutektyczny stop Ga-Zn-Sn jest mniej korozyjny niż czysty gal).

W 1879 roku szwedzki chemik Lars Nilsson odkrył skand, przewidywany przez Mendelejewa jako ekaboron Eb. Nilsson napisał: „Nie ma wątpliwości, że ekaboron odkryto w skandzie... To jednoznacznie potwierdza rozważania rosyjskiego chemika, które pozwoliły nie tylko przewidzieć istnienie skandu i galu, ale także przewidzieć ich najważniejsze właściwości z góry." Skand został nazwany na cześć ojczyzny Nilssona, Skandynawii, i odkrył go w złożonym mineralnym gadolinicie, który ma skład Be 2 (Y, Sc) 2 FeO 2 (SiO 4) 2. Średnia zawartość skandu w skorupie ziemskiej (clarke) wynosi 2,2-10-3% masowych. Zawartość skandu w skałach jest zróżnicowana: w skałach ultrazasadowych 5-10-4, w skałach zasadowych 2,4-10-3, w skałach pośrednich 2,5-10-4, w granitach i sjenitach 3,10-4; w skałach osadowych (1-1,3).10-4. Skand gromadzi się w skorupie ziemskiej w wyniku procesów magmowych, hydrotermalnych i supergenowych (powierzchniowych). Znane są dwa minerały Scandu - tortweityt i sterrettyt; są niezwykle rzadkie. Skand jest metalem miękkim, w stanie czystym można go łatwo poddać obróbce - kucie, walcowanie, tłoczenie. Zakres zastosowania skandu jest bardzo ograniczony. Tlenek skandu służy do wytwarzania ferrytów do elementów pamięci szybkich komputerów. Radioaktywny 46Sc jest stosowany w analizie aktywacji neutronów oraz w medycynie. Stopy skandu, które mają niską gęstość i wysoką temperaturę topnienia, są obiecującymi materiałami konstrukcyjnymi w konstrukcji rakiet i samolotów, a wiele związków skandu może znaleźć zastosowanie w produkcji luminoforów, katod tlenkowych, w produkcji szkła i ceramiki, w przemyśle chemicznym (jako katalizatory) i w innych obszarach. W 1886 roku profesor Akademii Górniczej we Fryburgu, niemiecki chemik Clemens Winkler, analizując rzadki minerał argyrodyt o składzie Ag 8 GeS 6, odkrył kolejny pierwiastek przepowiadany przez Mendelejewa. Winkler nazwał odkryty przez siebie pierwiastek germanem Ge na cześć swojej ojczyzny, ale z jakiegoś powodu wywołało to ostre sprzeciwy niektórych chemików. Zaczęto oskarżać Winklera o nacjonalizm, o przywłaszczenie sobie odkrycia Mendelejewa, który nadał temu pierwiastkowi nazwę „ekasilicium” i symbol Es. Zniechęcony Winkler zwrócił się o radę do samego Dmitrija Iwanowicza. Wyjaśnił, że to odkrywca nowego pierwiastka powinien nadać mu nazwę. Treść ogólna German w skorupie ziemskiej stanowi 7,10-4% masowych, czyli więcej niż np. antymon, srebro, bizmut. Jednakże minerały germanu są niezwykle rzadkie. Prawie wszystkie z nich to sulfosole: germanit Cu2 (Cu, Fe, Ge, Zn)2 (S, As)4, argyrodyt Ag8GeS6, konfieldit Ag8(Sn, Ce) S6 itp. Większość germanu jest rozproszona w skorupie ziemskiej W duża liczba skały i minerały: w rudach siarczkowych metali nieżelaznych, w rudach żelaza, w niektórych minerałach tlenkowych (chromit, magnetyt, rutyl itp.), w granitach, diabazach i bazaltach. Ponadto german występuje w prawie wszystkich krzemianach, w niektórych złożach węgiel i olej. German jest jednym z najcenniejszych materiałów współczesnej technologii półprzewodników. Służy do produkcji diod, triod, detektorów kryształowych i prostowników mocy. Monokrystaliczny german jest również stosowany w przyrządach dozymetrycznych i urządzeniach mierzących siłę stałych i przemiennych pól magnetycznych. Ważnym obszarem zastosowań germanu jest technologia podczerwieni, w szczególności produkcja detektorów promieniowania podczerwonego działających w zakresie 8-14 mikronów. Obiecując za praktyczne zastosowanie wiele stopów zawierających german, szkła na bazie GeO2 i innych związków germanu.

Mendelejew nie mógł przewidzieć istnienia grupy gazów szlachetnych i początkowo nie znalazły one miejsca w układzie okresowym.

Odkrycie argonu Ar przez angielskich naukowców W. Ramsaya i J. Rayleigha w 1894 r. natychmiast wywołało gorące dyskusje i wątpliwości dotyczące prawa okresowego i układu okresowego pierwiastków. Mendelejew początkowo uważał argon za alotropową modyfikację azotu i dopiero w 1900 roku pod naciskiem niezmiennych faktów zgodził się z obecnością w układzie okresowym „zerowej” grupy pierwiastków chemicznych, którą zajmowały inne gazy szlachetne odkryte po argonie. Teraz ta grupa jest znana jako VIIIA.

W 1905 roku Mendelejew pisał: „Widocznie przyszłość nie grozi okresowemu prawu zniszczeniem, a jedynie obiecuje nadbudowę i rozwój, choć mnie jako Rosjanina chcieli mnie wymazać, zwłaszcza Niemców”.

Odkrycie prawa okresowości przyspieszyło rozwój chemii i odkrycie nowych pierwiastków chemicznych.

Egzamin licealny, na którym stary Derzhavin pobłogosławił młodego Puszkina. Rolę miernika odegrał akademik Yu.F. Fritzsche, znany specjalista w dziedzinie chemii organicznej. Praca doktorska D.I. Mendelejew ukończył studia główne Instytut Pedagogiczny w 1855 r. Jego praca magisterska „Izomorfizm w powiązaniu z innymi związkami formy krystalicznej ze składem” stała się jego pierwszą poważną naukową...

Głównie w kwestii kapilarności i napięcie powierzchniowe płynów, a wolny czas spędzał w kręgu młodych rosyjskich naukowców: S.P. Botkina, I.M. Sechenova, I.A. Wyszniegradski, A.P. Borodin i inni W 1861 r. Mendelejew wrócił do Petersburga, gdzie wznowił wykłady z chemii organicznej na uniwersytecie i opublikował niezwykły jak na tamte czasy podręcznik: „ Chemia organiczna", V...

Prawo okresowe D.I. Mendelejewa, jego współczesne sformułowanie. Czym różni się od podanego przez D.I. Mendelejewa? Wyjaśnij, co spowodowało tę zmianę w brzmieniu prawa? Co jest znaczenie fizyczne Prawo okresowe? Wyjaśnij przyczynę okresowych zmian właściwości pierwiastków chemicznych. Jak rozumiesz zjawisko okresowości?

Prawo okresowości sformułował D.I. Mendelejew w następującej formie (1871): „właściwości ciał prostych, a także formy i właściwości związków pierwiastków, a zatem właściwości ciał prostych i złożonych, które tworzą, są okresowo w zależności od ich masy atomowej.”

Obecnie prawo okresowe D.I. Mendelejewa ma następujące sformułowanie: „właściwości pierwiastków chemicznych, a także formy i właściwości prostych substancji i związków, które tworzą, są okresowo zależne od wielkości ładunków jąder ich atomów. ”

Osobliwością prawa okresowości wśród innych praw podstawowych jest to, że nie ma ono wyrażenia w postaci równania matematycznego. Graficznym (tabelarycznym) wyrażeniem tego prawa jest układ okresowy pierwiastków opracowany przez Mendelejewa.

Prawo okresowości jest uniwersalne dla Wszechświata: jak w przenośni zauważył słynny rosyjski chemik N.D. Zelinsky, prawem okresowości było „odkrycie wzajemnego połączenia wszystkich atomów we wszechświecie”.

W stan obecny Układ okresowy pierwiastków składa się z 10 poziomych rzędów (okresów) i 8 pionowych kolumn (grup). Pierwsze trzy rzędy tworzą trzy małe kropki. Kolejne okresy obejmują dwa rzędy. Dodatkowo, począwszy od szóstego okresu, do okresów zaliczają się dodatkowe serie lantanowców (okres szósty) i aktynowców (okres siódmy).

W tym okresie nastąpiło osłabienie właściwości metaliczne i wzmocnienie niemetalicznych. Ostatnim elementem tego okresu jest gaz szlachetny. Każdy kolejny okres rozpoczyna się od metalu alkalicznego, tj. wraz ze wzrostem masy atomowej pierwiastków zmiana właściwości chemicznych ma charakter okresowy.

Z rozwojem fizyka atomowa i chemia kwantowa Prawo okresowości otrzymało ścisłe uzasadnienie teoretyczne. Dzięki klasycznym pracom J. Rydberga (1897), A. Van den Broeka (1911), G. Moseleya (1913) odkryto fizyczne znaczenie liczby seryjnej (atomowej) pierwiastka. Później stworzono model mechaniki kwantowej okresowej zmiany struktury elektronowej atomów pierwiastków chemicznych w miarę wzrostu ładunku ich jąder (N. Bohr, W. Pauli, E. Schrödinger, W. Heisenberg i in.).

Okresowe właściwości pierwiastków chemicznych

W zasadzie na właściwości pierwiastka chemicznego składają się wszystkie, bez wyjątku, jego cechy w stanie wolnych atomów lub jonów, uwodnionych lub solwatowanych, w stanie substancji prostej, a także formy i właściwości licznych związków, które on zawiera. formy. Ale zwykle właściwości pierwiastka chemicznego oznaczają, po pierwsze, właściwości jego wolnych atomów, a po drugie, właściwości prostej substancji. Większość z tych właściwości wykazuje wyraźną okresową zależność od liczby atomowej pierwiastków chemicznych. Wśród tych właściwości najważniejsze są posiadanie specjalne znaczenie przy wyjaśnianiu lub przewidywaniu chemicznego zachowania pierwiastków i związków, które tworzą, są:

Energia jonizacji atomów;

Energia powinowactwa elektronowego atomów;

Elektroujemność;

Promienie atomowe (i jonowe);

Energia atomizacji substancji prostych

Stany utlenienia;

Potencjały utleniające substancji prostych.

Fizyczne znaczenie prawa okresowości polega na tym, że okresowa zmiana właściwości pierwiastków jest w pełni zgodna z okresowo odnawianymi przy coraz wyższych poziomy energii podobne struktury elektronowe atomów. Wraz z ich regularnymi zmianami właściwości fizyczne i chemiczne zmieniają się w sposób naturalny.

Fizyczne znaczenie prawa okresowości stało się jasne po stworzeniu teorii budowy atomu.

Zatem fizyczne znaczenie prawa okresowości jest takie, że okresowa zmiana właściwości pierwiastków jest w pełni zgodna z podobnymi strukturami elektronowymi atomów okresowo odnawianymi na coraz wyższych poziomach energii. Wraz z ich regularnymi zmianami właściwości fizyczne i chemiczne pierwiastków zmieniają się w sposób naturalny.

Jakie jest fizyczne znaczenie prawa okresowości.

Wnioski te ujawniają fizyczne znaczenie prawa okresowości D.I. Mendelejewa, które pozostawało niejasne przez pół wieku po odkryciu tego prawa.

Wynika z tego, że fizyczne znaczenie okresowego prawa D.I. Mendelejewa polega na okresowym powtarzaniu podobnych konfiguracji elektronowych wraz ze wzrostem głównej liczby kwantowej i unifikacją pierwiastków ze względu na bliskość ich struktury elektronowej.

Teoria budowy atomów wykazała, że ​​fizyczne znaczenie prawa okresowości polega na tym, że wraz ze wzrostem ładunków jądrowych podobne wiązania walencyjne okresowo się powtarzają struktury elektroniczne atomy.

Z powyższego jasno wynika, że ​​teoria budowy atomu ujawniła fizyczne znaczenie prawa okresowego D.I. Mendelejewa i jeszcze wyraźniej ujawniła jego znaczenie jako podstawy dalszego rozwoju chemii, fizyki i wielu innych nauk.

Zastąpienie masy atomowej ładunkiem jądrowym było pierwszym krokiem do ujawnienia fizycznego znaczenia prawa okresowości. Ponadto ważne było ustalenie przyczyn występowania okresowości, natury funkcja okresowa zależność właściwości od ładunku jądra, wyjaśnić wartości okresów, liczbę pierwiastków ziem rzadkich itp.

W przypadku pierwiastków analogowych taką samą liczbę elektronów obserwuje się w powłokach o tej samej nazwie różne znaczenia główna liczba kwantowa. Dlatego fizyczne znaczenie prawa okresowości polega na okresowej zmianie właściwości pierwiastków w wyniku okresowego odnawiania podobnych powłok elektronowych atomów przy stałym wzroście wartości głównej liczby kwantowej.

W przypadku pierwiastków analogowych tę samą liczbę elektronów obserwuje się na orbitali o tej samej nazwie przy różnych wartościach głównej liczby kwantowej. Dlatego fizyczne znaczenie prawa okresowości polega na okresowej zmianie właściwości pierwiastków w wyniku okresowego odnawiania podobnych powłok elektronowych atomów przy stałym wzroście wartości głównej liczby kwantowej.

Zatem przy stałym wzroście ładunków jąder atomowych konfiguracja powłok elektronowych okresowo się powtarza, a w konsekwencji okresowo powtarzają się właściwości chemiczne pierwiastków. Takie jest fizyczne znaczenie prawa okresowości.

Prawo okresowe D.I. Mendelejewa jest podstawą współczesnej chemii. Badanie budowy atomów odkrywa fizyczne znaczenie prawa okresowości i wyjaśnia wzorce zmian właściwości pierwiastków w okresach i grupach układu okresowego. Aby zrozumieć przyczyny powstawania, konieczna jest znajomość budowy atomów wiązanie chemiczne. Charakter wiązania chemicznego w cząsteczkach determinuje właściwości substancji. Dlatego ta sekcja jest jedną z najważniejszych sekcji chemii ogólnej.

okresowy ekosystem historii naturalnej

: jak w przenośni zauważył słynny rosyjski chemik N.D. Zelinsky, prawo okresowości było „odkryciem wzajemnego połączenia wszystkich atomów we wszechświecie”.

Historia

Poszukiwania podstaw naturalnej klasyfikacji i systematyzacji pierwiastków chemicznych rozpoczęły się na długo przed odkryciem prawa okresowości. Trudności, jakie napotkali przyrodnicy, którzy jako pierwsi zajmowali się tą dziedziną, spowodowane były niewystarczającą ilością danych eksperymentalnych: na początku XIX wieku liczba znanych pierwiastków chemicznych była niewielka, a przyjęte wartości mas atomowych wiele elementów było nieprawidłowych.

Triady Döbereinera i pierwsze układy pierwiastków

Na początku lat 60. XIX wieku pojawiło się kilka prac bezpośrednio poprzedzających Prawo Okresowości.

Spirala Chancourtois

Oktawy Newlands

Stół Newlands (1866)

Wkrótce po spirali de Chancourtois angielski naukowiec John Newlands podjął próbę porównania właściwości chemicznych pierwiastków z ich masami atomowymi. Układając pierwiastki według rosnącej masy atomowej, Newlands zauważył, że pomiędzy co ósmym pierwiastkiem pojawiają się podobieństwa we właściwościach. Newlands nazwał znaleziony wzór prawem oktaw przez analogię do siedmiu interwałów skali muzycznej. W swojej tabeli uporządkował pierwiastki chemiczne w pionowe grupy po siedem pierwiastków każdy i jednocześnie odkrył, że (z niewielką zmianą kolejności niektórych pierwiastków) są podobne w właściwości chemiczne elementy pojawiają się na tej samej poziomej linii.

John Newlands był oczywiście pierwszym, który podał szereg pierwiastków ułożonych według rosnących mas atomowych, przypisał pierwiastkom chemicznym odpowiednią liczbę atomową i zauważył systematyczną zależność między tym porządkiem a właściwości fizyczne i chemiczne elementy. Pisał, że w takiej kolejności powtarzają się właściwości pierwiastków, których równoważne masy (masy) różnią się o 7 jednostek, czyli o wartość będącą wielokrotnością 7, czyli tak jakby ósmy element w kolejności powtarzał te właściwości pierwszej, jak w muzyce, jako pierwsza powtarza się ósemka. Newlands starał się nadać tej zależności, która faktycznie występuje dla elementów lekkich, charakter uniwersalny. W jego tabeli podobne elementy znajdowały się w poziomych rzędach, jednak w tym samym rzędzie często znajdowały się elementy zupełnie różniące się właściwościami. Ponadto Newlands był zmuszony umieścić w niektórych celach dwa elementy; wreszcie przy stole nie było żadnych pustych miejsc; W rezultacie prawo oktaw przyjęto ze skrajnym sceptycyzmem.

Tabele Odlinga i Meyera

Przejawy prawa okresowości w odniesieniu do energii powinowactwa elektronów

Okresowość energii powinowactwa elektronów atomów wyjaśnia się oczywiście tymi samymi czynnikami, które już zauważono przy omawianiu potencjałów jonizacji (patrz definicja energii powinowactwa elektronów).

Mają najwyższe powinowactwo elektronowe P-elementy grupy VII. Najniższe powinowactwo elektronowe mają atomy o konfiguracji s² ( , , ) i s²p 6 ( , ) lub z połową zapełnienia P-orbitale ( , , ):

Manifestacje prawa okresowości elektroujemności

Ściśle mówiąc, pierwiastkowi nie można przypisać stałej elektroujemności. Elektroujemność atomu zależy od wielu czynników, w szczególności od stanu wartościowości atomu, formalnego stopnia utlenienia, liczby koordynacyjnej, charakteru ligandów tworzących środowisko atomu w układzie molekularnym i kilku innych . Ostatnio do charakteryzowania elektroujemności coraz częściej stosuje się tak zwaną elektroujemność orbity, w zależności od rodzaju orbitalu atomowego biorącego udział w tworzeniu wiązania i jego populacji elektronów, tj. od tego, czy orbital atomowy jest zajęty przez samotną parę elektronów, zajęte pojedynczo niesparowany elektron lub jest pusty. Jednak pomimo znanych trudności w interpretacji i określaniu elektroujemności, zawsze pozostaje konieczny jakościowy opis i przewidywanie natury wiązań w układzie molekularnym, w tym energii wiązania, rozkładu ładunku elektronowego i stopnia jonowości, stałej siły itp.

Ważna jest okresowość elektroujemności atomowej integralna część prawo okresowe i można je łatwo wyjaśnić w oparciu o niezmienną, choć nie do końca jednoznaczną, zależność wartości elektroujemności od odpowiednich wartości energii jonizacji i powinowactwa elektronowego.

W okresach występuje ogólna tendencja do wzrostu elektroujemności, a w podgrupach następuje spadek. Najniższa elektroujemność występuje dla pierwiastków s z grupy I, najwyższa dla pierwiastków p z grupy VII.

Przejawy prawa okresowości w odniesieniu do promieni atomowych i jonowych

Ryż. 4 Zależność promieni orbit atomów od liczby atomowej pierwiastka.

Okresowy charakter zmian wielkości atomów i jonów jest znany od dawna. Trudność polega na tym, że z powodu falowa natura ruch elektronowy, atomy nie mają ściśle określonych rozmiarów. Ponieważ bezpośrednie określenie bezwzględnych rozmiarów (promieni) izolowanych atomów jest niemożliwe, w tym przypadku często wykorzystuje się ich wartości empiryczne. Otrzymuje się je ze zmierzonych odległości międzyjądrowych w kryształach i wolnych cząsteczkach, dzieląc każdą odległość międzyjądrową na dwie części i przyrównując jedną z nich do promienia pierwszego (z dwóch połączonych odpowiednim wiązaniem chemicznym) atomu, a drugą do promienia drugi atom. Podział ten uwzględnia różne czynniki, w tym charakter wiązania chemicznego, stany utlenienia dwóch związanych atomów, charakter koordynacji każdego z nich itp. Uzyskuje się w ten sposób tzw. promienie metaliczne, kowalencyjne, jonowe i van der Waalsa. Promienie Van der Waalsa należy traktować jako promienie niezwiązanych atomów; można je znaleźć na podstawie odległości międzyjądrowych w ciele stałym lub substancje płynne, gdzie atomy znajdują się blisko siebie (na przykład atomy w stałym argonie lub atomy dwóch sąsiednich cząsteczek N2 w stałym azocie), ale nie są połączone ze sobą żadnym wiązaniem chemicznym.

Ale oczywiście najlepszym opisem efektywnej wielkości izolowanego atomu jest teoretycznie obliczona pozycja (odległość od jądra) głównego maksimum gęstości ładunku jego zewnętrznych elektronów. Jest to tak zwany promień orbity atomu. Okresowość zmiany wartości orbitalnych promieni atomowych w zależności od liczby atomowej pierwiastka objawia się dość wyraźnie (patrz ryc. 4), a głównymi punktami są tutaj obecność bardzo wyraźnych maksimów odpowiadających atomom zasady metale i te same minima odpowiadające gazom szlachetnym. Spadek wartości orbitalnych promieni atomowych podczas przejścia od metalu alkalicznego do odpowiedniego (najbliższego) gazu szlachetnego, z wyjątkiem serii -, ma charakter niemonotoniczny, zwłaszcza gdy rodziny pierwiastków przejściowych (metale ) i lantanowce lub aktynowce pojawiają się pomiędzy metalem alkalicznym a gazem szlachetnym. Przez dłuższy czas w rodzinach D- I F- pierwiastków obserwuje się mniej gwałtowny spadek promieni, ponieważ wypełnianie orbitali elektronami następuje w warstwie przedzewnętrznej. W podgrupach pierwiastków promienie atomów i jonów tego samego typu na ogół rosną.

Przejawy prawa okresowości w odniesieniu do energii atomizacji

Należy podkreślić, że stopień utlenienia pierwiastka, będący cechą formalną, nie daje wyobrażenia ani o efektywnych ładunkach atomów tego pierwiastka w związku, ani o wartościowości atomów, chociaż stopień utlenienia jest często nazywana wartościowością formalną. Wiele pierwiastków może wykazywać nie jeden, ale kilka różnych stopni utlenienia. Przykładowo dla chloru znane są wszystkie stopnie utlenienia od -1 do +7, chociaż parzyste są bardzo niestabilne, a dla manganu - od +2 do +7. Najwyższe wartości stopnia utlenienia zmieniają się okresowo w zależności od liczby atomowej pierwiastka, ale okresowość ta jest złożona. W najprostszym przypadku w szeregu pierwiastków od metalu alkalicznego do gazu szlachetnego najwyższy stopień utlenienia wzrasta od +1 (F) do +8 (O4). W innych przypadkach najwyższy stopień utlenienia gazu szlachetnego jest niższy (+4 F 4) niż w przypadku poprzedniego halogenu (+7 O 4 -). Zatem na krzywej okresowej zależności najwyższego stopnia utlenienia od liczby atomowej pierwiastka maksima przypadają albo na gaz szlachetny, albo na poprzedzający go halogen (minima zawsze na metal alkaliczny). Wyjątkiem jest seria - , w której w ogóle nie jest znany ani halogen (), ani gaz szlachetny (). wysokie stopnie utlenianie, a środkowy element szeregu, azot, ma najwyższą wartość najwyższego stopnia utlenienia; dlatego w szeregu zmiana najwyższego stopnia utlenienia okazuje się przechodzić przez maksimum. Generalnie wzrost najwyższego stopnia utlenienia w szeregu pierwiastków od metalu alkalicznego do halogenu lub gazu szlachetnego nie następuje monotonicznie, głównie ze względu na występowanie wysokich stopni utlenienia metale przejściowe. Na przykład wzrost najwyższego stopnia utlenienia w szeregu - od +1 do +8 jest „komplikowany” przez fakt, że tak wysokie stopnie utlenienia jak +6 (O 3), +7 (2 O 7), + są znany z molibdenu, technetu i rutenu 8(O4).

Przejawy prawa okresowości w odniesieniu do potencjału oksydacyjnego

Jedną z bardzo ważnych cech substancji prostej jest jej potencjał utleniający, który odzwierciedla podstawową zdolność substancji prostej do interakcji z roztwory wodne, a także właściwości redoks, które wykazuje. Zmiana potencjałów utleniania prostych substancji w zależności od liczby atomowej pierwiastka jest również okresowa. Należy jednak pamiętać, że na potencjał oksydacyjny prostej substancji wpływają różne czynniki, które czasami należy rozpatrywać indywidualnie. Dlatego okresowość zmian potencjałów utleniania należy interpretować bardzo ostrożnie.

/Na+(wodny) /Mg2+ (wodny) /Al3+ (wodny)
2,71 V 2,37 V 1,66 V
/ K + (wodny) /Ca2+ (wodny) /Sc 3+ (wodny)
2,93 V 2,87 V 2,08 V

Można wykryć pewne specyficzne sekwencje zmian potencjałów utleniania prostych substancji. W szczególności w szeregu metali podczas przejścia od zasad do następujących po nich pierwiastków następuje spadek potencjałów utleniania (+ (aq) itp. - kation uwodniony):

Można to łatwo wytłumaczyć wzrostem energii jonizacji atomów wraz ze wzrostem liczby usuniętych elektronów walencyjnych. Dlatego na krzywej zależności potencjałów utleniania prostych substancji od liczby atomowej pierwiastka znajdują się maksima odpowiadające metale alkaliczne. Ale to nie jedyny powód zmian potencjałów utleniających prostych substancji.

Okresowość wewnętrzna i wtórna

S- I R-elementy

Ogólne tendencje w charakterze zmian wartości energii jonizacji atomów, energii powinowactwa elektronowego atomów, elektroujemności, promieni atomowych i jonowych, energii atomizacji substancji prostych, stopnia utlenienia, potencjałów utleniania substancji prostych w zależności od atomu numer elementu omówiono powyżej. Po głębszym zbadaniu tych trendów można stwierdzić, że wzorce zmian właściwości pierwiastków w okresach i grupach są znacznie bardziej złożone. W naturze zmian właściwości pierwiastków w czasie przejawia się okresowość wewnętrzna, a w grupie - okresowość wtórna (odkryta przez E.V. Birona w 1915 r.).

Zatem przy przejściu z elementu s grupy I do R-element grupy VIII ma wewnętrzne maksima i minima na krzywej energii jonizacji atomu oraz krzywej zmian ich promieni (patrz rys. 1, 2, 4).

Wskazuje to na wewnętrznie okresowy charakter zmian tych właściwości w danym okresie. Wyjaśnienie zauważonych wzorców można uzyskać, korzystając z koncepcji ekranowania rdzenia.

Efekt ekranowania jądra wynika z elektronów warstw wewnętrznych, które osłaniając jądro, osłabiają przyciąganie do niego elektronu zewnętrznego. Zatem przy przejściu z berylu 4 do boru 5, pomimo wzrostu ładunku jądrowego, energia jonizacji atomów maleje:

Ryż. 5 Schemat struktury ostatnich poziomów berylu 9,32 eV (po lewej) i boru 8,29 eV (po prawej)

Wyjaśnia to fakt, że przyciąganie do jądra 14:00-elektron atomu boru ulega osłabieniu na skutek efektu ekranowania 2s-elektrony.

Oczywiste jest, że ekranowanie rdzenia wzrasta wraz ze wzrostem liczby wewnętrznych warstw elektronicznych. Dlatego w podgrupach S- I R-pierwiastków występuje tendencja do zmniejszania się energii jonizacji atomów (patrz rys. 1).

Spadek energii jonizacji z azotu 7 N do tlenu 8 O (patrz ryc. 1) tłumaczy się wzajemnym odpychaniem dwóch elektronów tego samego orbitalu:

Ryż. 6 Schemat struktury ostatnich poziomów azotu 14,53 eV (po lewej) i tlenu 13,62 eV (po prawej)

Efekt ekranowania i wzajemnego odpychania elektronów z jednego orbitalu wyjaśnia również wewnętrznie okresowy charakter zmiany promieni atomowych w okresie (patrz rys. 4).

Ryż. 7 Wtórna okresowa zależność promieni atomów zewnętrznych p-orbitali od liczby atomowej

Ryż. 8 Wtórna okresowa zależność energii pierwszej jonizacji atomów od liczby atomowej

Ryż. 9 Promieniowy rozkład gęstości elektronowej w atomie sodu

W charakterze zmian właściwości S- I R-elementy w podgrupach wyraźnie widać wtórną okresowość (ryc. 7). Aby to wyjaśnić, posługuje się koncepcją przenikania elektronów do jądra. Jak pokazano na rysunku 9, elektron dowolnego orbitalu znajduje się przez pewien czas w obszarze bliskim jądra. Innymi słowy, elektrony zewnętrzne przenikają do jądra przez warstwy elektronów wewnętrznych. Jak widać na rysunku 9, zewnętrzne 3 S-elektron atomu sodu ma bardzo duże prawdopodobieństwo, że znajdzie się w pobliżu jądra, w obszarze wewnętrznym DO- I L-warstwy elektroniczne.

Stężenie gęstości elektronowej (stopień penetracji elektronów) przy tej samej głównej liczbie kwantowej jest największe dla S-elektron, mniej - dla R-elektron, jeszcze mniej - dla D-elektron itp. Na przykład przy n = 3 stopień penetracji maleje w sekwencji 3 S>3P>3D(patrz rys. 10).

Ryż. 10 Promieniowy rozkład prawdopodobieństwa znalezienia elektronu (gęstości elektronów) na odległość R z rdzenia

Oczywiste jest, że efekt penetracji zwiększa siłę wiązania między zewnętrznymi elektronami a jądrem. Ze względu na głębszą penetrację S-elektrony osłaniają jądro w większym stopniu niż R-elektrony, a te ostatnie są silniejsze niż D-elektrony itp.

Korzystając z idei penetracji elektronów do jądra, rozważmy naturę zmiany promienia atomów pierwiastków w podgrupie węgla. W szeregu - - - - występuje ogólna tendencja do zwiększania promienia atomowego (patrz ryc. 4, 7). Wzrost ten nie ma jednak charakteru monotonicznego. Przy przejściu z Si do Ge, zewnętrzne R-elektrony przenikają przez ekran dziesięciu 3 D-elektrony i w ten sposób wzmacniają wiązanie z jądrem i ściskają powłokę elektronową atomu. Zmniejszenie rozmiaru 6 P-orbitale Pb w porównaniu do 5 R-orbita Sn wynika z penetracji 6 P-elektrony pod podwójnym ekranem dziesięć 5 D-elektrony i czternaście 4 F-elektrony. Wyjaśnia to także niemonotoniczność zmiany energii jonizacji atomów szeregu C-Pb i jej większą wartość dla Pb w porównaniu do atomu Sn (patrz rys. 1).

D-Elementy

W zewnętrznej warstwie atomów D-elementy (z wyjątkiem ) zawierają 1-2 elektrony ( ns-państwo). Pozostałe elektrony walencyjne znajdują się w (n-1) D-stan, czyli w warstwie przedzewnętrznej.

Ta struktura powłok elektronicznych atomów determinuje niektóre właściwości ogólne D-elementy. Zatem ich atomy charakteryzują się stosunkowo niskimi wartościami pierwszej energii jonizacji. Jak widać na rysunku 1, charakter zmiany energii jonizacji atomów w okresie w szeregu D-elementy są gładsze niż w rzędzie S- I P-elementy. Podczas przeprowadzki z D-element grupy III do D-dla pierwiastka grupy II wartości energii jonizacji zmieniają się niemonotonicznie. Zatem na przekroju krzywej (rys. 1) widoczne są dwa obszary odpowiadające energii jonizacji atomów, w których D-orbitale jednego i dwóch elektronów. Wypełnienie 3 D-orbitale z jednym elektronem na każdym końcu w (3d 5 4s 2), co charakteryzuje się niewielkim wzrostem względnej stabilności konfiguracji 4s 2 w wyniku penetracji elektronów 4s 2 pod ekranem konfiguracji 3d 5. Najwyższa wartość energia jonizacji ma (3d 10 4s 2), co jest zgodne z całkowitym uzupełnieniem 3 D-podwarstwa i stabilizacja pary elektronowej w wyniku penetracji pod ekranem 3 D 10 - konfiguracje.

W podgrupach D-pierwiastki, wartości energii jonizacji atomów na ogół rosną. Można to wytłumaczyć efektem przenikania elektronów do jądra. Więc jeśli ty D-elementy IV okresu zewnętrznego 4 S-elektrony przenikają pod ekran 3 D-elektrony, wówczas elementy 6. okresu mają zewnętrzne 6 S-elektrony przenikają już pod podwójnym ekranem 5 D- i 4 F-elektrony. Na przykład:

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

Dlatego D-elementy 6. okresu zewnętrznego b S-elektrony są mocniej związane z jądrem, dlatego energia jonizacji atomów jest większa niż energii D-elementy IV okresu.

Rozmiary atomowe D-pierwiastki mają rozmiary pośrednie pomiędzy atomami S- I P-elementy z danego okresu. Zmiana promieni ich atomów w tym okresie jest łagodniejsza niż w przypadku S- I P-elementy.

W podgrupach D-pierwiastki, promienie atomowe generalnie rosną. Należy zwrócić uwagę na następującą cechę: wzrost promieni atomowych i jonowych w podgrupach D-elementy odpowiadają głównie przejściu od elementu czwartego do elementu piątego okresu. Odpowiednie promienie atomów D-elementy piątego i szóstego okresu tej podgrupy są w przybliżeniu takie same. Wyjaśnia to fakt, że wzrost promieni wynikający ze wzrostu liczby warstw elektronicznych podczas przejścia z 5. na 6. okresu jest kompensowany F-kompresja spowodowana wypełnieniem elektronami 4 F-podwarstwa F-elementy 6. okresu. W tym przypadku F- nazywa się kompresją lantanowiec. Z podobnym konfiguracje elektroniczne warstwy zewnętrzne i w przybliżeniu takie same rozmiary atomów i jonów D-elementy 5. i 6. okresu tej podgrupy charakteryzują się szczególnym podobieństwem właściwości.

Pierwiastki podgrupy skandu nie zachowują się zgodnie z odnotowanymi wzorcami. Podgrupa ta charakteryzuje się wzorami charakterystycznymi dla podgrup sąsiednich S-elementy.

Prawo okresowości jest podstawą systematyki chemicznej

Zobacz także

Notatki

Literatura

  1. Achmetow N. S. Bieżące problemy kursu chemia nieorganiczna. - M.: Edukacja, 1991. - 224 s. - ISBN 5-09-002630-0
  2. Korolkov D. V. Podstawy chemii nieorganicznej. - M.: Edukacja, 1982. - 271 s.
  3. Mendelejew D. I. Podstawy chemii, t. 2. M.: Goskhimizdat, 1947. 389 s.
  4. Mendelejew DI// Słownik encyklopedyczny Brockhausa i Efrona: w 86 tomach (82 tomy i 4 dodatkowe). - Petersburgu. , 1890-1907.