О корреляции законов периодичности ядер элементов. Примеры решения задач

ЗАНЯТИЕ 5 10-й класс (первый год обучения)

Периодический закон и система химических элементов д.И.Менделеева План

1. История открытия периодического закона и системы химических элементов Д.И.Менделеева.

2. Периодический закон в формулировке Д.И.Менделеева.

3. Современная формулировка периодического закона.

4. Значение периодического закона и системы химических элементов Д.И.Менделеева.

5. Периодическая система химических элементов – графическое отражение периодического закона. Строение периодической системы: периоды, группы, подгруппы.

6. Зависимость свойств химических элементов от строения их атомов.

1 марта (по новому стилю) 1869 г. считается датой открытия одного из важнейших законов химии – периодического закона. В середине XIX в. было известно 63 химических элемента, и возникла потребность в их классификации. Попытки такой классификации предпринимали многие ученые (У.Одлинг и Дж.А.Р.Ньюлендс, Ж.Б.А.Дюма и А.Э.Шанкуртуа, И.В.Деберейнер и Л.Ю.Мейер), но лишь Д.И.Менделееву удалось увидеть определенную закономерность, расположив элементы в порядке возрастания их атомных масс. Эта закономерность имеет периодический характер, поэтому Менделеев сформулировал открытый им закон следующим образом: свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины атомной массы элемента.

В системе химических элементов, предложенной Менделеевым, был ряд противоречий, которые сам автор периодического закона устранить не смог (аргон–калий, теллур–йод, кобальт–никель). Лишь в начале XX в., после открытия строения атома, был объяснен физический смысл периодического закона и появилась его современная формулировка: свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов.

Такую формулировку подтверждает и наличие изотопов, химические свойства которых одинаковы, хотя атомные массы различны.

Периодический закон – один из основных законов природы и важнейший закон химии. С открытия этого закона начинается современный этап развития химической науки. Хотя физический смысл периодического закона стал понятен только после создания теории строения атома, сама эта теория развивалась на основе периодического закона и системы химических элементов. Закон помогает ученым создавать новые химические элементы и новые соединения элементов, получать вещества с нужными свойствами. Сам Менделеев предсказал существование 12 элементов, которые в то время еще не были открыты, и определил их положение в периодической системе. Свойства трех из этих элементов он подробно описал, и при жизни ученого эти элементы были открыты («экабор» – галлий, «экаалюминий» – скандий, «экасилиций» – германий). Кроме того, периодический закон имеет большое философское значение, подтверждая наиболее общие законы развития природы.

Графическим отражением периодического закона является периодическая система химических элементов Менделеева. Существует несколько форм периодической системы (короткая, длинная, лестничная (предложена Н.Бором), спиралеобразная). В России наибольшее распространение получила короткая форма. Современная периодическая система содержит 110 открытых на сегодняшний день химических элементов, каждый из которых занимает определенное место, имеет свой порядковый номер и название. В таблице выделяют горизонтальные ряды – периоды (1–3 – малые, состоят из одного ряда; 4–6 – большие, состоят из двух рядов; 7-й период – незавершенный). Кроме периодов выделяют вертикальные ряды – группы, каждая из которых подразделяется на две подгруппы (главную – а и побочную – б). Побочные подгруппы содержат элементы только больших периодов, все они проявляют металлические свойства. Элементы одной подгруппы имеют одинаковое строение внешних электронных оболочек, что обусловливает их схожие химические свойства.

Период – это последовательность элементов (от щелочного металла до инертного газа), атомы которых имеют одинаковое число энергетических уровней, равное номеру периода.

Главная подгруппа – это вертикальный ряд элементов, атомы которых имеют одинаковое число электронов на внешнем энергетическом уровне. Это число равно номеру группы (кроме водорода и гелия).

Все элементы в периодической системе разделяются на 4 электронных семейства (s -, p -, d -, f -элементы) в зависимости от того, какой подуровень в атоме элемента заполняется последним.

Побочная подгруппа – это вертикальный ряд d -элементов, имеющих одинаковое суммарное число электронов на d -подуровне предвнешнего слоя и s -подуровне внешнего слоя. Это число обычно равно номеру группы.

Важнейшими свойствами химических элементов являются металличность и неметалличность.

Металличность – это способность атомов химического элемента отдавать электроны. Количественной характеристикой металличности является энергия ионизации.

Энергия ионизации атома – это количество энергии, которое необходимо для отрыва электрона от атома элемента, т. е. для превращения атома в катион. Чем меньше энергия ионизации, тем легче атом отдает электрон, тем сильнее металлические свойства элемента.

Неметалличность – это способность атомов химического элемента присоединять электроны. Количественной характеристикой неметалличности является сродство к электрону.

Сродство к электрону – это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому, т. е. при превращении атома в анион. Чем больше сродство к электрону, тем легче атом присоединяет электрон, тем сильнее неметаллические свойства элемента.

Универсальной характеристикой металличности и неметалличности является электроотрицательность (ЭО) элемента.

ЭО элемента характеризует способность его атомов притягивать к себе электроны, которые участвуют в образовании химических связей с другими атомами в молекуле.

Чем больше металличность, тем меньше ЭО.

Чем больше неметалличность, тем больше ЭО.

При определении значений относительной ЭО по шкале Полинга за единицу принята ЭО атома лития (ЭО(Li) = 1); самым электроотрицательным элементом является фтор (ЭО(F) = 4).

В малых периодах от щелочного металла к инертному газу:

Заряд ядер атомов увеличивается;

Число энергетических уровней не изменяется;

Число электронов на внешнем уровне увеличивается от 1 до 8;

Радиус атомов уменьшается;

Прочность связи электронов внешнего слоя с ядром увеличивается;

Энергия ионизации увеличивается;

Сродство к электрону увеличивается;

ЭО увеличивается;

Металличность элементов уменьшается;

Неметалличность элементов увеличивается.

Все d -элементы данного периода похожи по своим свойствам – все они являются металлами, имеют мало различающиеся радиусы атомов и значения ЭО, поскольку содержат одинаковое число электронов на внешнем уровне (например, в 4-м периоде – кроме Cr и Cu).

В главных подгруппах сверху вниз:

Число энергетических уровней в атоме увеличивается;

Число электронов на внешнем уровне одинаково;

Радиус атомов увеличивается;

Прочность связи электронов внешнего уровня с ядром уменьшается;

Энергия ионизации уменьшается;

Сродство к электрону уменьшается;

ЭО уменьшается;

Металличность элементов увеличивается;

Неметалличность элементов уменьшается.

2.3. Периодический закон Д.И.Менделеева.

Закон открыт и сформулирован Д.И.Менделеевым: «Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от атомных весов элементов». Закон создан на основе глубокого анализа свойств элементов и их соединений. Выдающиеся достижения физики, главным образом разработка теории строения атома, дали возможность раскрыть физическую сущность периодического закона: периодичность в изменении свойств химических элементов обусловлена периодическим изменением характера заполнения электронами внешнего электронного слоя по мере возрастания числа электронов, определяемого зарядом ядра. Заряд равен порядковому номера элемента в периодической системе. Современная формулировка периодического закона: «Свойства элементов и образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов». Созданная Д.И.Менделеевым в 1869-1871 гг. периодическая система является естественной классификацией элементов, математическим отражением периодического закона.

Менделеев не только первый точно сформулировал этот закон и представил содержание его в виде таблицы, которая стала классической, но и всесторонне обосновал его, показал его огромное научное значение, как руководящего классификационного принципа и как могучего орудия для научного исследования.

Физический смысл периодического закона. Был вскрыт лишь после выяснения того, что заряд ядра атома возрастает при переходе от одного химического элемента к соседнему (в периодической системе) на единицу элементарного заряда. Численно заряд ядра равен порядковому номеру (атомному номеру Z) соответствующего элемента в периодической системе, то есть числу протонов в ядре, в свою очередь равному числу электронов соответствующего нейтрального атома. Химические свойства атомов определяются структурой их внешних электронных оболочек, периодически изменяющейся с увеличением заряда ядра, и, следовательно, в основе периодического закона лежит представление об изменении заряда ядра атомов, а не атомной массы элементов. Наглядная иллюстрация периодического закона - кривые периодические изменения некоторых физических величин (ионизационных потенциалов, атомных радиусов, атомных объёмов) в зависимости от Z. Какого-либо общего математического выражения периодического закона не существует. Периодический закон имеет огромное естественнонаучное и философское значение. Он позволил рассматривать все элементы в их взаимной связи и прогнозировать свойства неизвестных элементов. Благодаря периодическому закону многие научные поиски (например, в области изучения строения вещества - в химии, физике, геохимии, космохимии, астрофизике) получили целенаправленный характер. Периодический закон - яркое проявление действия общих законов диалектики, в частности закона перехода количества в качество.

Физический этап развития периодического закона можно в свою очередь разделить на несколько стадий:

1. Установление делимости атома на основании открытия электрона и радиоактивности (1896-1897);

2. Разработка моделей строения атома (1911-1913);

3. Открытие и разработка системы изотопов (1913);

4. Открытие закона Мозли (1913), позволяющего экспериментально определять заряд ядра и номер элемента в периодической системе;

5. Разработка теории периодической системы на основании представлений о строении электронных оболочек атомов (1921-1925);

6. Создание квантовой теории периодической системы (1926-1932).

2.4. Предсказание существования неизвестных элементов.

Самое же важное в открытии Периодического закона - предсказание существования еще не открытых химических элементов. Под алюминием Al Менделеев оставил место для его аналога "экаалюминия", под бором B - для "экабора", а под кремнием Si - для "экасилиция". Так назвал Менделеев еще не открытые химические элементы. Он даже дал им символы El, Eb и Es.

По поводу элемента "экасилиция" Менделеев писал: "Мне кажется, наиболее интересным из, несомненно, недостающих металлов будет тот, который принадлежит к IV группе аналогов углерода, а именно, к III ряду. Это будет металл, следующий тотчас же за кремнием, и потому назовем его экасилицием". Действительно, этот еще не открытый элемент должен был стать своеобразным "замком", связывающим два типичных неметалла - углерод C и кремний Si - с двумя типичными металлами - оловом Sn и свинцом Pb.

Затем предсказал существование еще восьми элементов, в том числе "двителлура" - полония (открыт в 1898 г.), "экаиода" - астата (открыт в 1942-1943 гг.), "двимарганца" - технеция (открыт в 1937 г.), "экацезия" - Франция (открыт в 1939 г.)

В 1875 году французский химик Поль-Эмиль Лекок де Буабодран открыл в минерале вюртците - сульфиде цинка ZnS - предсказанный Менделеевым "экаалюминий" и назвал его в честь своей родины галлием Ga (латинское название Франции - "Галлия").

Менделеев точно предсказал свойства экаалюминия: его атомную массу, плотность металла, формулу оксида El 2 O 3 , хлорида ElCl 3 , сульфата El 2 (SO 4) 3 . После открытия галлия эти формулы стали записывать как Ga 2 O 3 , GaCl 3 и Ga 2 (SO 4) 3 . Менделеев предугадал, что это будет очень легкоплавкий металл, и действительно, температура плавления галлия оказалась равной 29,8 о С. По легкоплавкости галлий уступает только ртути Hg и цезию Cs.

Среднее содержание Галлий в земной коре относительно высокое, 1,5-10-30% по массе, что равно содержанию свинца и молибдена. Галлий - типичный рассеянный элемент. Единственный минерал Галлий - галдит CuGaS2, очень редок. На воздухе при обычной температуре Галлий стоек. Выше 260°С в сухом кислороде наблюдается медленное окисление (плёнка окиси защищает металл). В серной и соляной кислотах галлий растворяется медленно, в плавиковой - быстро, в азотной кислоте на холоду Галлий устойчив. В горячих растворах щелочей Галлий медленно растворяется. Хлор и бром реагируют с Галлий на холоду, иод - при нагревании. Расплавленный Галлий при температурах выше 300° С взаимодействует со всеми конструкционными металлами и сплавами Отличительная особенность Галлий - большой интервал жидкого состояния (2200° С) и низкое давление пара при температурах до 1100-1200°С.. Геохимия Галлий тесно связана с геохимией алюминия, что обусловлено сходством их физико-химических свойств. Основная часть Галлий в литосфере заключена в минералах алюминия. Содержание Галлий в бокситах и нефелинах колеблется от 0,002 до 0,01%. Повышенные концентрации Галлий наблюдаются также в сфалеритах (0,01-0,02%), в каменных углях (вместе с германием), а также в некоторых железных рудах. Широкого промышленного применения Галлий пока не имеет. Потенциально возможные масштабы попутного получения Галлий в производстве алюминия до сих пор значительно превосходят спрос на металл.

Наиболее перспективно применение Галлий в виде химических соединений типа GaAs, GaP, GaSb, обладающих полупроводниковыми свойствами. Они могут применяться в высокотемпературных выпрямителях и транзисторах, солнечных батареях и др. приборах, где может быть использован фотоэффект в запирающем слое, а также в приёмниках инфракрасного излучения. Галлий можно использовать для изготовления оптических зеркал, отличающихся высокой отражательной способностью. Сплав алюминия с Галлий предложен вместо ртути в качестве катода ламп ультрафиолетового излучения, применяемых в медицине. Жидкий Галлий и его сплавы предложено использовать для изготовления высокотемпературных термометров (600-1300° С) и манометров. Представляет интерес применение Галлий и его сплавов в качестве жидкого теплоносителя в энергетических ядерных реакторах (этому мешает активное взаимодействие Галлий при рабочих температурах с конструкционными материалами; эвтектический сплав Ga-Zn-Sn оказывает меньшее коррозионное действие, чем чистый Галлий).

В 1879 году шведский химик Ларс Нильсон открыл скандий, предсказанный Менделеевым как экабор Eb. Нильсон писал: "Не остается никакого сомнения, что в скандии открыт экабор... Так подтверждаются нагляднейшим образом соображения русского химика, которые не только дали возможность предсказать существование скандия и галлия, но и предвидеть заранее их важнейшие свойства". Скандий получил название в честь родины Нильсона Скандинавии, а открыл он его в сложном минерале гадолините, имеющем состав Be 2 (Y, Sc) 2 FeO 2 (SiO 4) 2 . Среднее содержание Скандий в земной коре (кларк) 2,2- 10-3% по массе. В горных породах содержание Скандий различно: в ультраосновных 5-10-4, в основных 2,4-10-3, в средних 2,5-10-4, в гранитах и сиенитах 3.10-4; в осадочных породах (1-1,3).10-4. Скандий концентрируется в земной коре в результате магматических, гидротермальных и гипергенных (поверхностных) процессов. Известно два собственных минерала Скандий - тортвейтит и стерреттит; они встречаются чрезвычайно редко. Скандий - мягкий металл, в чистом состоянии легко поддаётся обработке - ковке, прокатке, штамповке. Масштабы применения Скандий весьма ограничены. Окись Скандий идёт на изготовление ферритов для элементов памяти быстродействующих вычислительных машин. Радиоактивный 46Sc используется в нейтронно-активационном анализе и в медицине. Сплавы Скандий, обладающие небольшой плотностью и высокой температурой плавления, перспективны как конструкционные материалы в ракетои самолётостроении, а ряд соединений Скандий может найти применение при изготовлении люминофоров, оксидных катодов, в стекольном и керамических производствах, в химической промышленности (в качестве катализаторов) и в других областях. В 1886 году профессор Горной академии во Фрайбурге немецкий химик Клеменс Винклер при анализе редкого минерала аргиродита состава Ag 8 GeS 6 обнаружил еще один элемент, предсказанный Менделеевым. Винклер назвал открытый им элемент германием Ge в честь своей родины, но это почему-то вызвало резкие возражения со стороны некоторых химиков. Они стали обвинять Винклера в национализме, в присвоении открытия, которое сделал Менделеев, уже давший элементу имя "экасилиций" и символ Es. Обескураженный Винклер обратился за советом к самому Дмитрию Ивановичу. Тот объяснил, что именно первооткрыватель нового элемента должен дать ему название. Общее содержание Германий в земной коре 7.10-4% по массе, т. е. больше, чем, например, сурьмы, серебра, висмута. Однако собственные минералы Германий встречаются исключительно редко. Почти все они представляют собой сульфосоли: германит Cu2 (Cu, Fe, Ge, Zn)2 (S, As)4, аргиродит Ag8GeS6, конфильдит Ag8(Sn, Ce) S6 и др. Основная масса Германий рассеяна в земной коре в большом числе горных пород и минералов: в сульфидных рудах цветных металлов, в железных рудах, в некоторых окисных минералах (хромите, магнетите, рутиле и др.), в гранитах, диабазах и базальтах. Кроме того, Германий присутствует почти во всех силикатах, в некоторых месторождениях каменного угля и нефти. Германий - один из наиболее ценных материалов в современной полупроводниковой технике. Он используется для изготовления диодов, триодов, кристаллических детекторов и силовых выпрямителей. Монокристаллический Германий применяется также в дозиметрических приборах и приборах, измеряющих напряжённость постоянных и переменных магнитных полей. Важной областью применения Германий является инфракрасная техника, в частности производство детекторов инфракрасного излучения, работающих в области 8-14 мк. Перспективны для практического использования многие сплавы, в состав которых входят Германий, стекла на основе GeO2 и др. соединения Германий.

Предугадать существование группы благородных газов Менделеев не мог, и им поначалу не нашлось места в Периодической системе.

Открытие аргона Ar английскими учеными У. Рамзаем и Дж. Релеем в 1894 году сразу же вызвало бурные дискуссии и сомнения в Периодическом законе и Периодической системе элементов. Менделеев вначале посчитал аргон аллотропной модификацией азота и только в 1900 году под давлением непреложных фактов согласился с присутствием в Периодической системе "нулевой" группы химических элементов, которую заняли другие благородные газы, открытые вслед за аргоном. Теперь эта группа известна под номером VIIIА.

В 1905 году Менделеев написал: "По-видимому, периодическому закону будущее не грозит разрушением, а только надстройки и развитие обещает, хотя как русского меня хотели затереть, особенно немцы".

Открытие Периодического закона ускорило развитие химии и открытие новых химических элементов.

Лицейском экзамене, на котором старик Державин благословил юного Пушкина. Роль метра довелось сыграть академику Ю.Ф.Фрицше известному специалисту в органической химии. Кандидатская диссертация Д.И.Менделеев окончил Главный Педагогический институт в 1855 г. Кандидатская диссертация "Изоморфизм в связи с другими отношениями кристаллической формы к составу" стала его первой крупной научной...

Преимущественно по вопросу о капиллярности и поверхностном натяжении жидкостей, а часы досуга проводил в кругу молодых русских ученых: С.П. Боткина, И.М. Сеченова, И.А. Вышнеградского, А.П. Бородина и др. В 1861 г. Менделеев возвращается в Санкт-Петербург, где возобновляет чтение лекций по органической химии в университете и издает замечательный по тому времени учебник: "Органическая химия", в...

Периодический закон – основной закон химии – был открыт в 1869 году Д.И. Менделеевым. В то время атом еще считался неделимым и ничего не было известно о его внутреннем строении.

Атомные массы (тогда – атомные веса ) и химические свойства элементов были положены в основу Периодического закона Д.И. Менделеева. Д.И. Менделеев, расположив 63 известных в то время элемента в порядке возрастания их атомных масс, получил естественный (природный) ряд химических элементов, где он отметил периодическую повторяемость химических свойств. Например, типичного неметалла фтор F повторялись у элементов хлор Сl, бром Br, йод I, свойства типичного металла литий Li – у элементов натрий Na и калий К и т.д.

Для некоторых элементов Д.И. Менделеевым не было обнаружено химических аналогов (у алюминия Al и кремния Si, например), в сиу того что в то время такие аналоги известны еще не были. В таблице им предназначались пустые места, но на основе периодической повторяемости ученый предсказал их химические свойства). После открытия соответствующих элементов предсказания Д.И. Менделеева полностью подтвердились (аналог алюминия – галлий Ga, аналог кремния – германий Ge ).

Периодический закон в формулировке Д.И. Менделеева представлен так: в периодической зависимости от величины атомных весов элементов находятся свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов.

Современная формулировка Периодического закона Д.И. Менделеева звучит следующим образом: свойства элементов находятся в периодической зависимости от порядкового номера.

Периодический закон Д.И. Менделеева стал базой для создания ученым Периодической системы химических элементов . Она представлена 7 периодами и 8 группами.

Периодами называются горизонтальные ряды таблицы, которые делятся на малые и большие. 2 элемента (1-й период) или 8 элементов (2-й, 3-й периоды) находятся в малых периодах, а в больших периодах находятся 18 элементов (4-й, 5-й периоды) или 32 элемента (6-й период), 7-й период пока остается незавершенным. Каждый период с типичного металла начинается и заканчивается типичным неметаллом и благородным газом.

Группами элементов называются вертикальные столбцы. Каждая группа представлена двумя подгруппами – главной и побочной . Подгруппой называется совокупность элементов, которые являются полными химическими аналогами; часто элементы подгруппы имеют высшую степень окисления, соответствующую номеру группы. Например, высшая степень окисления (+ II) отвечает элементам подгруппы бериллия и цинка (главная и побочная подгруппы II группы), а элементам подгруппы азота и ванадия (V группа) отвечает высшая степень окисления (+ V).

Химические свойства элементов в главных подгруппах могут меняться от неметаллических до металлических (в главной подгруппе V группы азот – неметалл, а висмут – метал) – в широком диапазоне. Свойства элементов в побочных подгруппах меняются, но не столь резко; например, элементы побочной группы IV группы – цирконий, титан, гафний – очень похожи по своим свойствам (особенно цирконий и гафний ).

В Периодической системе в I группе (Li – Fr), II (Mg – Ra) и III (In, Tl) расположены типичные металлы. Неметаллы расположены в группах VII (F – At), VI (O – Te) , V (N – As) , IV (C, Si) и III (B). Некоторые элементы главных групп (Be, Al, Ge, Sb, Po ), а также многие элементы побочных групп могут проявлять и металлические, и неметаллические свойства. Это явление получило название амфотерности .

Для некоторых главных групп применяют групповые названия: VIII (Не – Rn) – благородные газы , VII (F – At) – галогены , IV (О – Ро) – халькогены , II (Са – Ra) – щелочноземельные металлы , I (Li – Fr) – щелочные металлы .

Форма Периодической системы, которую предложил Д.И. Менделеев, получила название короткопериодной , или классической . В современной химии все шире используется другая форма – длиннопериодная , в которой все периоды – малые и большие – вытянуты в длинные ряды, начинающиеся щелочным металлом и заканчивающиеся благородным газом.

Периодический закон Д.И. Менделеева и Периодическая система элементов Д.И. Менделеева стали основой современной химии.

сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

В период девятнадцатого века сильную реформацию претерпели многие направления, в том числе и химия. Менделеева, сформулированная в 1869 году, привела к единому пониманию зависимости положения простых веществ в таблице Менделеева, установившей взаимосвязь между относительной атомной массой, валентностью и свойством элемента.

Доменделеевский период химии

Несколько ранее, в начале девятнадцатого века, предпринимались неоднократные попытки систематизации Немецкий химик Дёберейнер провёл первую серьёзную работу по систематизации в области химии. Он определил, что ряд сходных веществ по свойствам можно объединить в группы - триады.

Ошибочность представлений немецкого учёного

Суть представленного закона триад Дёберейнера определялась тем, что атомная масса искомого вещества близка к полусумме (среднему значению) атомных масс двух последних элементов таблицы триады.

Однако отсутствие магния в единой подгруппе кальция, стронция и бария было ошибочным.

Данный подход являлся следствием искусственного ограничения аналогичных веществ только тройственными союзами. Дёберейнер хорошо видел сходство в химических параметрах фосфора и мышьяка, висмута и сурьмы. Однако он ограничил себя отыскиванием триад. В итоге он не смог прийти к правильной классификации химических элементов.

Разделить существующие элементы на триады Дёберейнеру, безусловно, не удалось, закон явно указывал на присутствие взаимосвязи между и свойствами химических простых веществ.

Процесс систематизации химических элементов

Все последующие попытки систематизации опирались на распределение элементов в зависимости от их атомной массы. В дальнейшем гипотеза Дёберейнера была использована другими химиками. Появилось формирование триад, тетрад и пентад (объединение в группы по три, четыре и пять элементов).

Во второй половине девятнадцатого века появилось одновременно несколько работ, основываясь на которых Дмитрий Иванович Менделеев привёл химию к полноценной систематизации химических элементов. Иное строение периодической системы Менделеева привело к революционному пониманию и очевидности механизма распределения простых веществ.

Периодическая система элементов Менделеева

На заседании русского химического сообщества весной 1869 года было зачитано уведомление русского учёного Д. И. Менделеева об открытии им периодического закона химических элементов.

В ноябре 1870 года он показал коллегам дополнение «Естественная система элементов и использование её к указанию качеств неоткрытых элементов». В этом труде Д. И. Менделеев впервые использовал термин «периодический закон». Система элементов Менделеева на основании периодического закона определяла возможность существования не открытых простых веществ и чётко указывала на их свойства.

Исправления и уточнения

В итоге к 1971 году периодический закон и периодическая система элементов Менделеева были доработаны и дополнены

В окончательной статье «Периодическая законность химических элементов» ученый установил определение периодического закона, где указывается, что характеристики простых тел, свойства соединений, а также образуемых ими сложных тел определяются прямой зависимостью согласно их атомному весу.

Несколько позже, в 1872 году, строение периодической системы Менделеева было реорганизовано в классический вид (короткопериодный способ распределения).

В отличие от предшественников, русский химик полноценно составил таблицу, ввёл понятие закономерности атомного веса химических элементов.

Характеристика элементов периодической системы Менделеева и выведенные закономерности позволили учёному описать свойства элементов, которые еще не открыты. Менделеев опирался на то, что свойства каждого вещества можно определить согласно характеристикам двух соседних элементов. Он назвал это правилом «звезды». Его суть в том, что в таблице химических элементов для определения свойства выбранного элемента необходимо ориентироваться по горизонтали и вертикали в таблице химических элементов.

Периодическая система Менделеева способна предсказать...

Таблица элементов Менделеева, несмотря на свою точность и верность, не была признана научным обществом полноценно. Некоторые великие учёные с мировым именем открыто высмеивали возможность предсказать свойства неоткрытого элемента. И только в 1885 году, после открытия предсказанных элементов - экаалюминия, экабора и экасилиция (галлий, скандий и германий), новая классификационная система Менделеева и периодический закон были признаны в качестве теоретической основы химии.

В начале двадцатого века строение периодической системы Менделеева неоднократно корректировалось. В процессе получения новых научных данных Д. И. Менделеев и его коллега У. Рамзай пришли к заключению о необходимости введения нулевой группы. В её состав вошли инертные газы (гелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон).

В тысяча девятьсот одиннадцатом году Ф. Содди внёс предложение размещать неразличимые химические элементы - изотопы - в одной ячейке таблицы.

В процессе долгой и кропотливой работы таблица периодической системы химических элементов Менделеева была окончательно доработана и приобрела современный вид. В её состав вошло восемь групп и семь периодов. Группы - это вертикальные столбцы, периоды - горизонтальные. В группах определено деление на подгруппы.

Положение элемента в таблице указывает на его валентность, чисто электронов и химические особенности. Как выяснилось позже, в ходе разработки таблицы Д. И. Менделеевым было обнаружено случайное совпадение количества электронов элемента с его порядковым номером.

Этот факт в дальнейшем упростил понимание принципа взаимодействия простых веществ и образование сложных. А также процесс в обратном направлении. Расчёт количества полученного вещества, а также необходимого для протекания химической реакции стал теоретически доступен.

Роль открытия Менделеева в современной науке

Система Менделеева и его подход к упорядочиванию химических элементов предопределили дельнейшее развитие химии. Благодаря правильному пониманию взаимосвязи химических констант и анализу Менделеев смог верно скомпоновать и сгруппировать элементы согласно их свойствам.

Новая таблица элементов даёт возможность ясно и чётко рассчитывать данные до начала проведения химической реакции, предсказывать новые элементы и их свойства.

Открытие русского учёного оказало прямое влияние на дальнейший ход развития науки и технологий. Не существует технологической области, которая бы не задействовала знания химии. Возможно, если бы подобное открытие не состоялось, то наша цивилизация пошла бы по иному пути развития.

: как образно заметил известный русский химик Н. Д. Зелинский , Периодический закон явился «открытием взаимной связи всех атомов в мироздании».

История

Поиски основы естественной классификации и систематизации химических элементов начались задолго до открытия Периодического закона. Трудности, с которыми сталкивались естествоиспытатели, которые первыми работали в этой области, были вызваны недостаточностью экспериментальных данных: в начале XIX века число известных химических элементов было мало, а принятые значения атомных масс многих элементов неверны.

Триады Дёберейнера и первые системы элементов

В начале 60-х годов XIX века появилось сразу несколько работ, которые непосредственно предшествовали Периодическому закону.

Спираль де Шанкуртуа

Октавы Ньюлендса

Таблица Ньюлендса (1866)

Вскоре после спирали де Шанкуртуа английский учёный Джон Ньюлендс сделал попытку сопоставить химические свойства элементов с их атомными массами . Расположив элементы в порядке возрастания их атомных масс, Ньюлендс заметил, что сходство в свойствах проявляется между каждым восьмым элементом. Найденную закономерность Ньюлендс назвал законом октав по аналогии с семью интервалами музыкальной гаммы. В своей таблице он располагал химические элементы в вертикальные группы по семь элементов в каждой и при этом обнаружил, что (при небольшом изменении порядка некоторых элементов) сходные по химическим свойствам элементы оказываются на одной горизонтальной линии.

Джон Ньюлендс, безусловно, первым дал ряд элементов, расположенных в порядке возрастания атомных масс, присвоил химическим элементам соответствующий порядковый номер и заметил систематическое соотношение между этим порядком и физико-химическими свойствами элементов. Он писал, что в такой последовательности повторяются свойства элементов, эквивалентные веса (массы) которых отличаются на 7 единиц, или на значение, кратное 7, т. е. как будто бы восьмой по порядку элемент повторяет свойства первого, как в музыке восьмая нота повторяет первую. Ньюлендс пытался придать этой зависимости, действительно имеющей место для лёгких элементов, всеобщий характер. В его таблице в горизонтальных рядах располагались сходные элементы, однако в том же ряду часто оказывались и элементы совершенно отличные по свойствам. Кроме того, в некоторых ячейках Ньюлендс вынужден был разместить по два элемента; наконец, таблица не содержала свободных мест; в итоге закон октав был принят чрезвычайно скептически.

Таблицы Одлинга и Мейера

Проявления периодического закона в отношении энергии сродства к электрону

Периодичность значений энергий сродства атомов к электрону объясняется, естественно, теми же самыми факторами, которые уже были отмечены при обсуждении ионизационных потенциалов (см. определение энергии сродства к электрону).

Наибольшим сродством к электрону обладают p -элементы VII группы. Наименьшее сродство к электрону у атомов с конфигурацией s² ( , , ) и s²p 6 ( , ) или с наполовину заполненными p -орбиталями ( , , ) :

Проявления периодического закона в отношении электроотрицательности

Строго говоря, элементу нельзя приписать постоянную электроотрицательность . Электроотрицательность атома зависит от многих факторов, в частности от валентного состояния атома, формальной степени окисления, координационного числа, природы лигандов , составляющих окружение атома в молекулярной системе, и от некоторых других. В последнее время все чаще для характеристики электроотрицательности используют так называемую орбитальную электроотрицательность, зависящую от типа атомной орбитали, участвующей в образовании связи, и от её электронной заселенности, т. е. от того, занята атомная орбиталь неподелённой электронной парой, однократно заселена неспаренным электроном или является вакантной. Но, несмотря на известные трудности в интерпретации и определении электроотрицательности, она всегда остается необходимой для качественного описания и предсказания природы связей в молекулярной системе, включая энергию связи, распределение электронного заряда и степень ионности, силовую постоянную и т. д.

Периодичность атомной электроотрицательности является важной составной частью периодического закона и легко может быть объяснена, исходя из непреложной, хотя и не совсем однозначной, зависимости значений электроотрицательности от соответствующих значений энергий ионизации и сродства к электрону .

В периодах наблюдается общая тенденция роста электроотрицательности, а в подгруппах - её падение. Наименьшая электроотрицательность у s-элементов I группы, наибольшая - у p-элементов VII группы.

Проявления периодического закона в отношении атомных и ионных радиусов

Рис. 4 Зависимость орбитальных радиусов атомов от порядкового номера элемента.

Периодический характер изменения размеров атомов и ионов известен давно. Сложность здесь состоит в том, что из-за волновой природы электронного движения атомы не имеют строго определенных размеров. Так как непосредственное определение абсолютных размеров (радиусов) изолированных атомов невозможно, в данном случае часто используют их эмпирические значения. Их получают из измеренных межъядерных расстояний в кристаллах и свободных молекулах, разбивая каждое межъядерное расстояние на две части и приравнивая одну из них к радиусу первого (из двух связанных соответствующей химической связью) атома, а другую - к радиусу второго атома. При таком разделении учитывают различные факторы, включая природу химической связи, степени окисления двух связанных атомов, характер координации каждого из них и т. д . Таким способом получают так называемые металлические, ковалентные, ионные и ван-дер-ваальсовы радиусы. Ван-дер-ваальсовы радиусы следует рассматривать как радиусы несвязанных атомов; их находят по межъядерным расстояниям в твердых или жидких веществах, где атомы находятся в непосредственной близости друг от друга (например, атомы в твердом аргоне или атомы из двух соседних молекул N 2 в твердом азоте), но не связаны между собой какой-либо химической связью.

Но, очевидно, лучшим описанием эффективных размеров изолированного атома является теоретически рассчитанное положение (расстояние от ядра) главного максимума зарядовой плотности его наружных электронов . Это так называемый орбитальный радиус атома. Периодичность в изменении значений орбитальных атомных радиусов в зависимости от порядкового номера элемента проявляется довольно отчетливо (см. рис. 4), и основные моменты здесь состоят в наличии очень ярко выраженных максимумов, приходящихся на атомы щелочных металлов, и таких же минимумов, отвечающих благородным газам. Уменьшение значений орбитальных атомных радиусов при переходе от щелочного металла к соответствующему (ближайшему) благородному газу носит, за исключением ряда - , немонотонный характер, особенно при появлении между щелочным металлом и благородным газом семейств переходных элементов (металлов) и лантаноидов или актиноидов . В больших периодах в семействах d- и f- элементов наблюдается менее резкое уменьшение радиусов, так как заполнение орбиталей электронами происходит в пред- предвнешнем слое. В подгруппах элементов радиусы атомов и однотипных ионов в общем увеличиваются.

Проявления периодического закона в отношении энергии атомизации

Следует подчеркнуть, что степень окисления элемента, будучи формальной характеристикой, не дает представления ни об эффективных зарядах атомов этого элемента в соединении, ни о валентности атомов, хотя степень окисления часто называют формальной валентностью. Многие элементы способны проявлять не одну, а несколько различных степеней окисления. Например, для хлора известны все степени окисления от −1 до +7, хотя четные очень неустойчивы, а для марганца - от +2 до +7. Высшие значения степени окисления изменяются в зависимости от порядкового номера элемента периодически, но эта периодичность имеет сложный характер. В простейшем случае в ряду элементов от щелочного металла до благородного газа высшая степень окисления возрастает от +1 ( F) до +8 ( О 4). В других случаях высшая степень окисления благородного газа оказывается меньше ( +4 F 4), чем для предшествующего галогена ( +7 О 4 −). Поэтому на кривой периодической зависимости высшей, степени окисления от порядкового номера элемента максимумы приходятся или на благородный газ, или на предшествующий ему галоген (минимумы - всегда на щелочной металл). Исключение составляет ряд - , в котором ни для галогена (), ни для благородного газа () вообще неизвестны высокие степени окисления, а наибольшим значением высшей степени окисления обладает средний член ряда - азот; поэтому в ряду - изменение высшей степени окисления оказывается проходящим через максимум. В общем случае возрастание высшей степени окисления в ряду элементов от щелочного металла до галогена или до благородного газа происходит отнюдь не монотонно, главным образом по причине проявления высоких степеней окисления переходными металлами. Например, возрастание высшей степени окисления в ряду - от +1 до +8 «осложняется» тем, что для молибдена, технеция и рутения известны такие высокие степени окисления, как +6 ( О 3), +7 ( 2 О 7), +8 ( O 4).

Проявления периодического закона в отношении окислительного потенциала

Одной из очень важных характеристик простого вещества является его окислительный потенциал , отражающий принципиальную способность простого вещества к взаимодействию с водными растворами, а также проявляемые им окислительно-восстановительные свойства . Изменение окислительных потенциалов простых веществ в зависимости от порядкового номера элемента также носит периодический характер. Но при этом следует иметь в виду, что на окислительный потенциал простого вещества оказывают влияние различные факторы, которые иногда нужно рассматривать индивидуально. Поэтому периодичность в изменении окислительных потенциалов следует интерпретировать очень осторожно.

/Na + (aq)	/Mg 2+ (aq)	/Al 3+ (aq)
2,71В	2,37В	1,66В
/K + (aq)	/Ca 2+ (aq)	/Sc 3+ (aq)
2,93В	2,87В	2,08В

Можно обнаружить некоторые определенные последовательности в изменении окислительных потенциалов простых веществ. В частности, в ряду металлов при переходе от щелочного к следующим за ним элементам происходит уменьшение окислительных потенциалов ( + (aq) и т. д. - гидратированный катион):

Это легко объясняется увеличением энергии ионизации атомов с увеличением числа удаляемых валентных электронов. Поэтому на кривой зависимости окислительных потенциалов простых веществ от порядкового номера элемента имеются максимумы, отвечающие щелочным металлам. Но это не единственная причина изменения окислительных потенциалов простых веществ.

Внутренняя и вторичная периодичность

s - и р -элементы

Выше рассмотрены общие тенденции в характере изменения значений энергии ионизации атомов , энергии сродства атомов к электрону , электроотрицательности , атомных и ионных радиусов, энергии атомизации простых веществ, степени окисления , окислительных потенциалов простых веществ от атомного номера элемента. При более глубоком изучении этих тенденций можно обнаружить, что закономерности в изменении свойств элементов в периодах и группах значительно сложнее. В характере изменения свойств элементов по периоду проявляется внутренняя периодичность, а по группе - вторичная периодичность (открыта Е. В. Бироном в 1915 году).

Так, при переходе от s-элемента I группы к р -элементу VIII группы на кривой энергии ионизации атомов и кривой изменения их радиусов имеются внутренние максимумы и минимумы (см. рис. 1, 2, 4).

Это свидетельствует о внутреннепериодическом характере изменения этих свойств по периоду. Объяснение отмеченных закономерностей можно дать с помощью представления об экранировании ядра.

Эффект экранирования ядра обусловлен электронами внутренних слоев, которые, заслоняя ядро, ослабляют притяжение к нему внешнего электрона. Так, при переходе от бериллия 4 к бору 5 , несмотря на увеличение заряда ядра, энергия ионизации атомов уменьшается:

Рис. 5 Схема строения последних уровней бериллия, 9.32 эВ (слева) и бора, 8,29 эВ (справа)

Это объясняется тем, что притяжение к ядру 2р -электрона атома бора ослаблено за счет экранирующего действия 2s -электронов.

Понятно, что экранирование ядра возрастает с увеличением числа внутренних электронных слоев. Поэтому в подгруппах s - и р -элементов наблюдается тенденция к уменьшению энергии ионизации атомов (см. рис. 1).

Уменьшение энергии ионизации от азота 7 N к кислороду 8 О (см. рис. 1) объясняется взаимным отталкиванием двух электронов одной и той же орбитали:

Рис. 6 Схема строения последних уровней азота, 14,53 эВ (слева) и кислорода, 13,62 эВ (справа)

Эффектом экранирования и взаимного отталкивания электронов одной орбитали объясняется также внутреннепериодический характер изменения по периоду атомных радиусов (см. рис. 4).

Рис. 7 Вторичнопериодическая зависимость радиусов атомов внешних p-орбиталей от атомного номера

Рис. 8 Вторичнопериодическая зависимость первой энергии ионизации атомов от атомного номера

Рис. 9 Радиальное распределение электронной плотности в атоме натрия

В характере изменения свойств s - и р -элементов в подгруппах отчетливо наблюдается вторичная периодичность (рис. 7). Для её объяснения привлекается представление о проникновении электронов к ядру. Как показано на рисунке 9, электрон любой орбитали определенное время находится в области, близкой к ядру. Иными словами, внешние электроны проникают к ядру через слои внутренних электронов. Как видно из рисунка 9, внешний 3s -электрон атома натрия обладает весьма значительной вероятностью находиться вблизи ядра в области внутренних К - и L -электронных слоев.

Концентрация электронной плотности (степень проникновения электронов) при одном и том же главном квантовом числе наибольшая для s -электрона, меньше - для р -электрона, ещё меньше - для d -электрона и т. д. Например, при n = 3 степень проникновения убывает в последовательности 3s >3p >3d (см. рис. 10).

Рис. 10 Радиальное распределение вероятности нахождения электрона (электронной плотности) на расстоянии r от ядра

Понятно, что эффект проникновения увеличивает прочность связи внешних электронов с ядром. Вследствие более глубокого проникновения s -электроны в большей степени экранируют ядро, чем р -электроны, а последние - сильнее, чем d -электроны, и т. д.

Пользуясь представлением о проникновении электронов к ядру, рассмотрим характер изменения радиуса атомов элементов в подгруппе углерода. В ряду - - - - проявляется общая тенденция увеличения радиуса атома (см. рис. 4, 7). Однако это увеличение имеет немонотонный характер. При переходе от Si к Ge внешние р -электроны проникают через экран из десяти 3d -электро-нов и тем самым упрочняют связь с ядром и сжимают электронную оболочку атома. Уменьшение размера 6p -орбитали Pb по сравнению с 5р -орбиталью Sn обусловлено проникновением 6p -электронов под двойной экран десяти 5d -электронов и четырнадцати 4f -электронов. Этим же объясняется немонотонность в изменении энергии ионизации атомов в ряду C-Pb и большее значение её для Pb по сравнению с атомом Sn (см. рис. 1).

d -Элементы

Во внешнем слое у атомов d -элементов (за исключением ) находятся 1-2 электрона (ns -состояние). Остальные валентные электроны расположены в (n-1)d -состоянии, т. е. в предвнешнем слое.

Подобное строение электронных оболочек атомов определяет некоторые общие свойства d -элементов . Так, их атомы характеризуются сравнительно невысокими значениями первой энергии ионизации. Как видно на рисунке 1, при этом характер изменения энергии ионизации атомов по периоду в ряду d -элементов более плавный, чем в ряду s - и p -элементов. При переходе от d -элемента III группы к d -элементу II группы значения энергии ионизации изменяются немонотонно. Так, на участке кривой (рис. 1) видны две площадки, соответствующие энергии ионизации атомов, в которых заполняются Зd -орбитали по одному и по два электрона. Заполнение 3d -орбиталей по одному электрону заканчивается у (3d 5 4s 2), что отмечается некоторым повышением относительной устойчивости 4s 2 -конфигурации за счет проникновения 4s 2 -электронов под экран 3d 5 -конфигурации. Наибольшее значение энергии ионизации имеет (3d 10 4s 2), что находится в соответствии с полным завершением Зd -подслоя и стабилизацией электронной пары за счет проникновения под экран 3d 10 -конфигурации.

В подгруппах d -элементов значения энергии ионизации атомов в общем увеличиваются. Это можно объяснить эффектом проникновения электронов к ядру. Так, если у d -элементов 4-го периода внешние 4s -электроны проникают под экран 3d -электронов, то у элементов 6-го периода внешние 6s -электроны проникают уже под двойной экран 5d - и 4f -электронов. Например:

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

Поэтому у d -элементов 6-го периода внешние бs -электроны связаны с ядром более прочно и, следовательно, энергия ионизации атомов больше, чем у d -элементов 4-го периода.

Размеры атомов d -элементов являются промежуточными между размерами атомов s - и p -элементов данного периода. Изменение радиусов их атомов по периоду более плавное, чем для s - и p -элементов.

В подгруппах d -элементов радиусы атомов в общем увеличиваются. Важно отметить следующую особенность: увеличение атомных и ионных радиусов в подгруппах d -элементов в основном отвечает переходу от элемента 4-го к элементу 5-го периода. Соответствующие же радиусы атомов d -элементов 5-го и 6-го периодов данной подгруппы примерно одинаковы. Это объясняется тем, что увеличение радиусов за счет возрастания числа электронных слоев при переходе от 5-го к 6-му периоду компенсируется f -сжатием, вызванным заполнением электронами 4f -подслоя у f -элементов 6-го периода. В этом случае f -сжатие называется лантаноидным . При аналогичных электронных конфигурациях внешних слоев и примерно одинаковых размерах атомов и ионов для d -элементов 5-го и 6-го периодов данной подгруппы характерна особая близость свойств.

Отмеченным закономерностям не подчиняются элементы подгруппы скандия. Для этой подгруппы типичны закономерности, характерные для соседних подгрупп s -элементов.

Периодический закон - основа химической систематики

См. также

Примечания

Литература

1. Ахметов Н. С. Актуальные вопросы курса неорганической химии. - М.: Просвещение, 1991. - 224 с - ISBN 5-09-002630-0
2. Корольков Д. В. Основы неорганической химии. - М.: Просвещение, 1982. - 271 с.
3. Менделеев Д. И. Основы химии, т. 2. М.: Госхимиздат, 1947. 389 c.
4. Менделеев Д.И. // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : В 86 томах (82 т. и 4 доп.). - СПб. , 1890-1907.

Предыдущая статья: Чему равна скорость света Следующая статья: Гармонические колебания Физика формула частоты колебаний