Staré znenie. Objav periodického zákona chemických prvkov od D.I. Mendelejev. Základné princípy budovania periodického systému

: ako obrazne poznamenal slávny ruský chemik N.D. Zelinsky, Periodický zákon bolo „objavom vzájomného spojenia všetkých atómov vo vesmíre“.

História

Hľadajte základy prírodnej klasifikácie a systematizácie chemické prvky sa začalo dávno pred objavením periodického zákona. Problémy, s ktorými sa stretli prírodovedci, ktorí ako prví začali pracovať v tejto oblasti, boli spôsobené nedostatkom experimentálnych údajov: na začiatku 19. storočia bol počet známych chemických prvkov malý a akceptované hodnoty atómových masy mnohých prvkov sú nesprávne.

Doebereinerove triády a prvé systémy prvkov

Na začiatku 60. rokov XIX storočia sa objavilo niekoľko diel naraz, ktoré bezprostredne predchádzali periodickému zákonu.

Špirála de Chancourtois

Oktávy Newlands

Newlands Table (1866)

Krátko po špirále de Chancourtois sa anglický vedec John Newlands pokúsil porovnať chemické vlastnosti prvkov s ich atómovými hmotnosťami. Zoradenie prvkov vo vzostupnom poradí podľa ich atómových hmotností si Newlands všimol, že medzi každým ôsmym prvkom sa vyskytujú podobné vlastnosti. Nájdený vzorec Newlands nazval zákon oktáv analogicky so siedmimi intervalmi hudobnej stupnice. Vo svojej tabuľke usporiadal chemické prvky do vertikálnych skupín po siedmich prvkoch a súčasne zistil, že (s miernou zmenou v poradí niektorých prvkov) sa prvky s podobnými chemickými vlastnosťami objavujú na rovnakej vodorovnej čiare.

John Newlands bol nepochybne prvý, kto dal množstvo prvkov usporiadaných vo vzostupnom poradí podľa atómových hmotností, chemickým prvkom priradil zodpovedajúce poradové číslo a všimol si systematický vzťah medzi týmto radom a fyzikálno-chemickými vlastnosťami prvkov. Napísal, že v takomto poradí sa vlastnosti prvkov opakujú, ktorých ekvivalentné váhy (hmotnosti) sa líšia o 7 jednotiek alebo o násobok 7, to znamená, akoby ôsmy prvok v poradí opakoval vlastnosti prvého , rovnako ako v hudbe, ôsma nota sa opakuje ako prvá. Newlands sa usiloval o to, aby bola táto závislosť, čo je skutočne prípad svetelných prvkov, univerzálna. V jeho tabuľke boli podobné prvky umiestnené v horizontálnych riadkoch, ale prvky, ktoré sa svojimi vlastnosťami úplne líšili, boli často v rovnakom rade. Okrem toho musel Newlands do niektorých buniek umiestniť dva prvky; nakoniec tabuľka neobsahovala prázdne medzery; vo výsledku bol zákon oktáv prijatý s extrémnou skepsou.

Stoly Odling a Meier

Prejavy periodického zákona vo vzťahu k elektrónovej afinitnej energii

Periodicita hodnôt energií afinity atómov k elektrónu sa prirodzene vysvetľuje rovnakými faktormi, ktoré už boli zaznamenané v diskusii o ionizačných potenciáloch (pozri definíciu energie afinity pre elektrón).

Najväčšia afinita k elektrónu je p- prvky skupiny VII. Najmenšia afinita k elektrónom je pre atómy s konfiguráciou s² (,,) a s²p 6 (,) alebo s poloplnenými p-orbitals (,,):

Prejavy periodického zákona vo vzťahu k elektronegativite

Presne povedané, prvku nemožno pripísať trvalú elektronegativitu. Elektronegativita atómu závisí od mnohých faktorov, najmä od valenčného stavu atómu, formálneho oxidačného stavu, koordinačného čísla, povahy ligandov tvoriacich prostredie atómu v molekulárnom systéme a niektorých iné. V poslednej dobe sa na charakterizáciu elektronegativity čoraz viac používa takzvaná orbitálna elektronegativita, ktorá závisí od typu atómového orbitálu podieľajúceho sa na tvorbe väzby a od jeho elektronickej populácie, tj. Od toho, či je atómový orbitál obsadený osamelým elektrónovým párom. , je jednorazovo naplnený nepárovým elektrónom alebo je prázdny. Napriek známym ťažkostiam pri interpretácii a definovaní elektronegativity však vždy zostáva nevyhnutný kvalitatívny popis a predikcia povahy väzieb v molekulárnom systéme vrátane väzbovej energie, distribúcie elektrónového náboja a stupňa ionicity, silová konštanta atď.

Periodicita atómovej elektronegativity je dôležitou súčasťou periodického zákona a je možné ju ľahko vysvetliť na základe nemennej, aj keď nie úplne jednoznačnej závislosti hodnôt elektronegativity na zodpovedajúcich hodnotách ionizačných energií a elektrónovej afinity.

V obdobiach je všeobecná tendencia k zvyšovaniu elektronegativity a v podskupinách k jej poklesu. Najmenšia elektronegativita je pre s-prvky skupiny I, najvyššia je pre p-prvky skupiny VII.

Prejavy periodického zákona vo vzťahu k atómovým a iónovým polomerom

Obrázok: 4 Závislosť orbitálnych polomerov atómov od poradového čísla prvku.

Periodická povaha zmien vo veľkosti atómov a iónov je známa už dávno. Problém tu spočíva v tom, že kvôli vlnovej povahe elektronického pohybu nemajú atómy striktne definované veľkosti. Pretože priame určenie absolútnych veľkostí (polomerov) izolovaných atómov nie je možné, v tomto prípade sa často používajú ich empirické hodnoty. Získajú sa z nameraných medzijadrových vzdialeností v kryštáloch a voľných molekulách, ktoré každú medziradovú vzdialenosť rozdelia na dve časti a jednu z nich prirovnajú k polomeru prvého (z dvoch atómom spojeným zodpovedajúcou chemickou väzbou) atómu a druhý k polomeru polomer druhého atómu. Toto rozdelenie zohľadňuje rôzne faktory vrátane povahy chemická väzba, oxidačný stav dvoch viazaných atómov, charakter koordinácie každého z nich atď. Týmto spôsobom sa získajú takzvané kovové, kovalentné, iónové a van der Waalsove polomery. Van der Waalsove polomery by sa mali považovať za polomery neviazaných atómov; nachádzajú sa v medzijadrových vzdialenostiach v tuhých alebo kvapalných látkach, kde sú atómy v tesnej blízkosti navzájom (napríklad atómy v pevnom argóne alebo atómy z dvoch susedných molekúl N 2 v tuhom dusíku), ale nie sú navzájom spojené akákoľvek chemická väzba ...

Ale samozrejme, najlepším popisom efektívnych rozmerov izolovaného atómu je teoreticky vypočítaná poloha (vzdialenosť od jadra) hlavného maxima hustoty náboja jeho vonkajších elektrónov. Toto je takzvaný orbitálny polomer atómu. Periodicita zmeny hodnôt orbitálnych atómových polomerov sa v závislosti od poradového čísla prvku prejavuje celkom zreteľne (pozri obr. 4) a hlavnými bodmi sú tu prítomnosť veľmi výrazných maxím zodpovedajúcich atómy alkalických kovov a rovnaké minimá zodpovedajúce vzácnym plynom ... Pokles hodnôt orbitálnych atómových polomerov počas prechodu z alkalického kovu na zodpovedajúci (najbližší) vzácny plyn je, s výnimkou série -, nemonotónny, najmä ak je medzi alkalický kov a vzácny plyn z rodín prechodných prvkov (kovy) a lantanidov alebo aktinidov. Vo veľkých obdobiach v rodinách d- a f-prvkov sa pozoruje menej prudký pokles polomerov, pretože k naplneniu orbitálov elektrónmi dochádza v pred vonkajšej vrstve. V podskupinách prvkov sa všeobecne zväčšujú polomery atómov a iónov rovnakého typu.

Prejavy periodického zákona vo vzťahu k atomizačnej energii

Je potrebné zdôrazniť, že oxidačný stav prvku, ktorý je formálnou charakteristikou, neposkytuje predstavu ani o efektívnych nábojoch atómov tohto prvku v zlúčenine, ani o valencii atómov, hoci oxidačný stav je často sa nazýva formálna valencia. Mnoho prvkov je schopných vykazovať nie jeden, ale niekoľko rôznych oxidačných stavov. Napríklad pre chlór sú známe všetky oxidačné stavy od -1 do +7, aj keď aj tie sú veľmi nestabilné, a pre mangán od +2 do +7. Najvyššie hodnoty oxidačného stavu sa pravidelne menia v závislosti od poradového čísla prvku, ale táto periodicita sa má zložitej povahy... V najjednoduchšom prípade, v rade prvkov od alkalického kovu po vzácny plyn, sa zvyšuje najvyšší oxidačný stav z +1 (F) na +8 (04). V iných prípadoch je najvyšší oxidačný stav vzácneho plynu nižší (+4 F4) ako v prípade predchádzajúceho halogénu (+7 O4 -). Preto na krivke periodickej závislosti najvyššieho oxidačného stavu od ordinálneho čísla prvku padajú maximá buď na vzácny plyn, alebo na halogén, ktorý mu predchádza (minimá sú vždy na alkalickom kovu). Výnimkou je séria -, v ktorej vysoké oxidačné stavy nie sú všeobecne známe ani pre halogén (), ani pre vzácny plyn () a stredný termín série, dusík, má najvyššiu hodnotu najvyššieho oxidačného stavu; preto sa v sérii ukazuje, že zmena v najvyššom oxidačnom stave prechádza maximom. Všeobecne nie je zvýšenie najvyššieho oxidačného stavu v sérii prvkov z alkalického kovu na halogén alebo na vzácny plyn v žiadnom prípade monotónne, hlavne v dôsledku prejavov oxidačných stavov s prechodnými kovmi. Napríklad zvýšenie najvyššieho oxidačného stavu v sérii - z +1 na +8 je „komplikované“ skutočnosťou, že pre molybdén, technécium a ruténium sú také vysoké oxidačné stavy známe ako +6 (О 3), +7 (2 О 7), + 8 (04).

Prejavy periodického zákona vo vzťahu k oxidačnému potenciálu

Jednou z veľmi dôležitých charakteristík jednoduchej látky je jej oxidačný potenciál, ktorý odráža základnú schopnosť jednoduchej látky interagovať s vodné roztoky, ako aj redoxné vlastnosti, ktoré vykazuje. Zmena oxidačných potenciálov jednoduché látky v závislosti od sériového čísla prvku je tiež periodický. Je však potrebné mať na pamäti, že oxidačný potenciál jednoduchej látky je ovplyvňovaný rôznymi faktormi, ktoré je niekedy potrebné zvážiť individuálne. Periodicita zmeny oxidačného potenciálu by sa preto mala interpretovať veľmi opatrne.

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

Niektoré špecifické sekvencie nájdete pri zmene oxidačného potenciálu jednoduchých látok. Najmä v rade kovov sa pri prechode z alkalického do nasledujúcich prvkov oxidačné potenciály znižujú (+ (aq) atď. - hydratovaný katión):

To sa dá ľahko vysvetliť zvýšením ionizačnej energie atómov so zvýšením počtu odstránených valenčných elektrónov. Preto na krivke závislosti oxidačného potenciálu jednoduchých látok od ordinálneho čísla prvku existujú maximá zodpovedajúce alkalickým kovom. To však nie je jediný dôvod na zmenu oxidačného potenciálu jednoduchých látok.

Interná a sekundárna periodicita

s- a r-prvky

Vyššie uvedené, všeobecné trendy v charaktere zmien v hodnotách ionizačnej energie atómov, energie afinity atómov k elektrónom, elektronegativity, atómových a iónových polomerov, energie atomizácie jednoduchých látok, oxidačného stavu , Zvažujú sa oxidačné potenciály jednoduchých látok z atómového čísla prvku. Pri hlbšom štúdiu týchto trendov možno zistiť, že vzorce v zmene vlastností prvkov v obdobiach a skupinách sú oveľa komplikovanejšie. V charaktere zmeny vlastností prvkov podľa obdobia sa prejavuje vnútorná periodicita a v skupine - sekundárna periodicita (objavil ju E.V. Biron v roku 1915).

Teda pri prechode z s-prvku skupiny I do r-prvok skupiny VIII na krivke ionizačnej energie atómov a krivka zmeny ich polomerov majú vnútorné maximá a minimá (pozri obr. 1, 2, 4).

To naznačuje vnútorne periodickú povahu zmien v týchto vlastnostiach v danom období. Vyššie uvedené zákonitosti možno vysvetliť použitím konceptu jadrového skríningu.

Tieniaci účinok jadra je spôsobený elektrónmi vnútorných vrstiev, ktoré blokovaním jadra oslabujú príťažlivosť vonkajšieho elektrónu k nemu. Takže pri prechode z berýlia 4 na bór 5 napriek zvýšeniu jadrového náboja ionizačná energia atómov klesá:

Obrázok: 5 Schéma štruktúry posledných úrovní berýlia, 9,32 eV (vľavo) a bóru, 8,29 eV (vpravo)

To je spôsobené tým, že príťažlivosť k jadru 2 s-elektrón atómu bóru je oslabený v dôsledku skríningovej akcie 2 s-elektróny.

Je zrejmé, že skríning jadra sa zvyšuje so zvyšujúcim sa počtom vnútorných elektrónových vrstiev. Preto v podskupinách s- a r-prvky, existuje tendencia k poklesu ionizačnej energie atómov (pozri obr. 1).

Zníženie ionizačnej energie z dusíka 7 N na kyslík 8 O (pozri obr. 1) sa vysvetľuje vzájomným odpudením dvoch elektrónov toho istého orbitálu:

Obrázok: 6 Schéma štruktúry posledných úrovní dusíka, 14,53 eV (vľavo) a kyslíka, 13,62 eV (vpravo)

Účinok skríningu a vzájomného odpudzovania elektrónov jednej obežnej dráhy tiež vysvetľuje vnútorne periodickú povahu zmeny počas obdobia atómových polomerov (pozri obr. 4).

Obrázok: 7 Sekundárna periodická závislosť polomerov atómov vonkajších p-orbitálov od atómového čísla

Obrázok: 8 Sekundárna periodická závislosť prvej ionizačnej energie atómov od atómového čísla

Obrázok: 9 Radiálne rozdelenie elektrónovej hustoty v atóme sodíka

Z povahy zmeny vlastností s- a r-prvky v podskupinách, je zreteľne pozorovaná sekundárna periodicita (obr. 7). Na jeho vysvetlenie sa používa koncept prieniku elektrónov do jadra. Ako je znázornené na obrázku 9, elektrón ľubovoľného orbitálu sa určitý čas nachádza v oblasti blízko jadra. Inými slovami, vonkajšie elektróny prenikajú do jadra vrstvami vnútorných elektrónov. Ako je zrejmé z obrázku 9, externé 3 s-elektrón atómu sodíka má veľmi významnú pravdepodobnosť, že bude v jadre v jadre TO- a Ľ-elektronické vrstvy.

Koncentrácia elektrónovej hustoty (stupeň penetrácie elektrónov) pri rovnakom hlavnom kvantovom počte je najvyššia pre s-elektrón, menej - pre r-elektrón, ešte menej - pre d-elektrón atď. Napríklad pre n \u003d 3 klesá stupeň penetrácie v sekvencii 3 s>3p>3d (pozri obr. 10).

Obrázok: 10 Radiálne rozdelenie pravdepodobnosti nájdenia elektrónu (elektrónová hustota) na diaľku r z jadra

Je zrejmé, že penetračný efekt zvyšuje pevnosť väzby medzi vonkajšími elektrónmi a jadrom. Kvôli hlbšiemu prieniku s-elektróny skrínujú jadro vo väčšej miere ako r-elektróny a tie sú silnejšie ako d-elektróny atď.

Pomocou koncepcie prieniku elektrónov do jadra zvážme povahu zmeny v polomere atómov prvkov v uhlíkovej podskupine. V sérii - - - - existuje všeobecná tendencia zväčšovať polomer atómu (pozri obr. 4, 7). Toto zvýšenie však nie je monotónne. Pri prechode zo Si na Ge, externý r- elektróny prenikajú cez obrazovku desiatich 3 d-elektróny a tým posilňujú väzbu s jadrom a stláčajú elektrónový obal atómu. Zmenšiť 6 p-orbitály Pb v porovnaní s 5 r-orbitálny Sn je spôsobený prienikom 6 p-elektróny pod dvojitou obrazovkou desať 5 d-elektróny a štrnásť 4 f-elektróny. To tiež vysvetľuje nonmonotonicitu v zmene ionizačnej energie atómov v sérii C-Pb a jej väčšiu hodnotu pre Pb v porovnaní s atómom Sn (pozri obr. 1).

d-Prvky

Vo vonkajšej vrstve atómov d- prvky (okrem) sú 1 - 2 elektróny ( ns-štát). Zvyšok valenčných elektrónov sa nachádza v (n-1) d-štát, teda v pred vonkajšej vrstve.

Podobná štruktúra elektrónových obalov atómov určuje niektoré všeobecné vlastnosti d-prvky. Ich atómy sa teda vyznačujú relatívne nízkymi hodnotami prvej ionizačnej energie. Ako je zrejmé z obr. 1, povaha zmeny ionizačnej energie atómov počas periódy v d- prvky sú plynulejšie ako za sebou s- a p-prvky. Pri odchode z d-prvok III skupiny do d-prvek skupiny II, hodnoty ionizačnej energie sa menia nemonoticky. V segmente krivky (obr. 1) sú teda viditeľné dve oblasti zodpovedajúce ionizačnej energii atómov, v ktorých 3 d-orbitály každý jeden a dva elektróny. Plnenie 3 d-orbitály, každý jeden elektrón končí na (3d 5 4s 2), čo je poznačené miernym zvýšením relatívnej stability konfigurácie 4s 2 v dôsledku prenikania 4s 2-elektrónov pod štít konfigurácie 3d 5 . Najvyššia hodnota ionizačnej energie má (3d 10 4s 2), čo je v súlade s úplným dokončením 3 d- podvrstva a stabilizácia elektrónového páru v dôsledku prieniku pod obrazovku 3 d 10-konfigurácií.

V podskupinách d-prvky, všeobecne sa zvyšujú hodnoty ionizačnej energie atómov. To sa dá vysvetliť účinkom prieniku elektrónov do jadra. Takže ak u d- prvky 4. obdobia externé 4 s- elektróny prenikajú cez obrazovku 3 d-elektróny, potom prvky 6. obdobia majú vonkajšie 6 s- elektróny už prenikajú pod dvojitú obrazovku 5 d- a 4 f-elektróny. Napríklad:

22 Ti ... 3d 2 4s 2	I \u003d 6,82 eV
40 Zr… 3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2	I \u003d 6,84 eV
72 Hf… 4d 10 4f 14 5s 2 5p 6 5d 2 6s 2	I \u003d 7,5 eV

Preto d-prvky 6. obdobia externé b s-elektróny sú naviazané na jadro pevnejšie, a preto je ionizačná energia atómov vyššia ako energia ionizácie d-prvky 4. obdobia.

Veľkosti atómov d-prvky sú medzi veľkosťami atómov s- a p- prvky tohto obdobia. Zmena polomerov ich atómov v danom období je plynulejšia ako v prípade s- a p-prvky.

V podskupinách d-prvky, polomery atómov sa všeobecne zväčšujú. Je dôležité si uvedomiť nasledujúcu vlastnosť: zvýšenie atómových a iónových polomerov v podskupinách d-prvky v zásade zodpovedajú prechodu od 4. prvku k 5. prvku obdobia. Zodpovedajúce polomery atómov d-prvky 5. a 6. obdobia tejto podskupiny sú približne rovnaké. Vysvetľuje to skutočnosť, že nárast polomerov v dôsledku zvýšenia počtu elektrónových vrstiev počas prechodu z 5. na 6. obdobie je kompenzovaný f- kompresia spôsobená naplnením elektrónmi 4 f-prehrávač o f-prvky 6. obdobia. V tomto prípade f-kompresia sa volá lanthanoid... S podobnou elektronickou konfiguráciou vonkajších vrstiev a približne rovnakými veľkosťami atómov a iónov pre d-prvky 5. a 6. obdobia tejto podskupiny sa vyznačujú zvláštnou podobnosťou vlastností.

Prvky podskupiny škandia tieto vzorce nedodržiavajú. Táto podskupina je charakterizovaná vzormi charakteristickými pre susedné podskupiny s-prvky.

Periodický zákon je základom chemickej taxonómie

pozri tiež

Poznámky

Literatúra

1. Achmetov N.S. Aktuálne otázky kurzu anorganická chémia... - M.: Education, 1991 .-- 224 s. - ISBN 5-09-002630-0
2. Korolkov D.V. Základy anorganickej chémie. - M.: Education, 1982 .-- 271 s.
3. Mendeleev D.I. Základy chémie, zv. 2. Moskva: Goskhimizdat, 1947,389 s.
4. Mendeleev D.I. // Encyklopedický slovník Brockhausa a Efrona: V 86 zväzkoch (82 zväzkov a 4 ďalšie). - SPb. , 1890-1907.

Prvá možnosť Periodická tabuľka prvkov bol publikovaný Dmitrijom Ivanovičom Mendelejevom v roku 1869 a nazval ho „Skúsenosť so systémom prvkov“.

DI. Mendelejev usporiadal 63 v tom čase známych prvkov v poradí pribúdajúcich atómových hmôt a získal prirodzenú sériu chemických prvkov, v ktorých objavil periodické opakovanie chemických vlastností. Táto séria chemických prvkov je teraz známa ako Periodický zákon (formulovaný D.I. Mendeleevom):

Vlastnosti jednoduchých telies, ako aj tvary a vlastnosti zlúčenín prvkov, sú periodicky závislé od hodnoty atómových hmotností prvkov.

Moderné znenie zákona je nasledovné:

vlastnosti chemických prvkov, jednoduchých látok, ako aj zloženie a vlastnosti zlúčenín sú periodicky závislé od hodnôt nábojov atómových jadier.

Grafický obrázok periodický zákon je periodická tabuľka.

V bunke každého prvku sú uvedené jeho najdôležitejšie vlastnosti.

Periodická tabuľka obsahuje skupiny a obdobia.

Skupina - stĺpec periodického systému, v ktorom sú umiestnené chemické prvky, ktoré majú chemickú podobnosť v dôsledku identických elektronických konfigurácií valenčnej vrstvy.

Periodický systém D.I. Mendelejev obsahuje osem skupín prvkov. Každá skupina sa skladá z dvoch podskupín: hlavné (a) a sekundárne (b).Hlavná podskupina obsahuje s- a p-prvky, v boku - d-prvkov.

Názvy skupín:

I-a Alkalické kovy.

II-a Kovy alkalických zemín.

V-a Pnictogens.

VI-a Chalkogény.

VII-a halogény.

VIII-a Vzácne (inertné) plyny.

Obdobie je postupnosť prvkov, napísaných ako reťazec, usporiadaných v poradí zvyšujúcich sa nábojov ich jadier. Číslo obdobia zodpovedá množstvu elektronické úrovne v atóme.

Obdobie sa začína alkalickým kovom (alebo vodíkom) a končí sa vzácnym plynom.

Parameter	Dolu v skupine	Správne obdobie
Poplatok za jadro	Zvyšuje sa	Zvyšuje sa
valenčné elektróny	Nemení sa	Zvyšuje sa
Počet úrovní energie	Zvyšuje sa	Nemení sa
Polomer atómu	Zvyšuje sa	Znižuje sa
Elektronegativita	Znižuje sa	Zvyšuje sa
Kovové vlastnosti	Pribúdajú	Pokles
Oxidačný stav vo vyššom oxide	Nemení sa	Zvyšuje sa
Oxidačný stav v zlúčeninách vodíka (pre prvky skupín IV-VII)	Nemení sa	Zvyšuje sa

Moderná periodická sústava chemických prvkov Mendelejeva.

V roku 1871 bol sformulovaný Mendelejevov periodický zákon. Do tejto doby veda poznala 63 prvkov a Dmitrij Ivanovič Mendelejev ich nariadil na základe relatívnej atómovej hmotnosti. Moderná periodická tabuľka sa výrazne rozšírila.

História

V roku 1869 Dmitrij Mendelejev pri práci na učebnici chémie čelil problému systematizácie materiálu, ktorý mnoho rokov akumulovali rôzni vedci - jeho predchodcovia a súčasníci. Ešte pred prácou Mendelejeva sa uskutočňovali pokusy o systematizáciu prvkov, ktoré slúžili ako predpoklady pre vývoj periodického systému.

Obrázok: 1. Mendeleev D.I ..

Vyhľadávania podľa klasifikácie prvkov sú zhrnuté v tabuľke.

Mendelejev triedil prvky podľa relatívnej atómovej hmotnosti a usporiadal ich vzostupne. Celkovo je to devätnásť horizontálnych a šesť vertikálnych riadkov. Toto bolo prvé vydanie periodická tabuľka prvkov. Od tohto sa začína história objavu periodického zákona.

Vedcovi trvalo takmer tri roky, kým vytvoril nový, dokonalejší stôl. Šesť stĺpcov prvkov sa zmenilo na horizontálne obdobia, z ktorých každý začínal alkalickým kovom a končil nekovom (inertné plyny ešte neboli známe). Horizontálne rady tvorili osem vertikálnych skupín.

Na rozdiel od svojich kolegov Mendelejev použil pre rozdelenie prvkov dve kritériá:

• atómová hmotnosť;
• chemické vlastnosti.

Ukázalo sa, že medzi týmito dvoma kritériami existuje vzor. Po určitom počte prvkov so zvyšujúcou sa atómovou hmotnosťou sa vlastnosti začnú opakovať.

Obrázok: 2. Tabuľka zostavená Mendelejevom.

Teória pôvodne nebola vyjadrená matematicky a nebolo možné ju experimentálne úplne potvrdiť. Fyzický význam zákona bol zrejmý až po vytvorení atómového modelu. Ide o opakovanie štruktúry elektrónových škrupín s postupným zvyšovaním nábojov jadier, čo sa odráža v chemickom a fyzikálne vlastnosti prvkov.

Zákon

Po stanovení periodicity zmien vlastností s nárastom atómovej hmotnosti vytvoril Mendelejev v roku 1871 periodický zákon, ktorý sa stal základom v chemickej vede.

Dmitrij Ivanovič určil, že vlastnosti jednoduchých látok sú periodicky závislé od relatívnych atómových hmotností.

Veda XIX storočia nevlastnila moderné poznatky o prvkoch, preto sa moderná formulácia zákona trochu líši od Mendelejevovej. Podstata však zostáva rovnaká.

S ďalší vývoj vedy, bola študovaná štruktúra atómu, ktorá ovplyvnila formuláciu periodického zákona. Podľa moderného periodického zákona vlastnosti chemických prvkov závisia od nábojov atómových jadier.

Tabuľka

Od čias Mendelejeva sa tabuľka, ktorú vytvoril, výrazne zmenila a začala odrážať takmer všetky funkcie a vlastnosti prvkov. Schopnosť používať tabuľku je nevyhnutná pre ďalšie štúdium chémie. Moderná tabuľka je prezentovaná v troch formách:

• krátky - periódy zaberajú dve čiary a vodík sa často označuje ako skupina 7;
• dlho - izotopy a rádioaktívne prvky sú odstránené z tabuľky;
• extra dlhé - každé obdobie zaberá samostatný riadok.

Obrázok: 3. Dlhý moderný stôl.

Krátka tabuľka je naj zastaranejšou možnosťou a bola zrušená v roku 1989, stále sa však používa v mnohých učebniciach. Dlhé a mimoriadne dlhé tvary sú medzinárodne uznávané a používané na celom svete. Napriek zavedeným formám vedci neustále zlepšujú periodický systém a ponúkajú najnovšie možnosti.

Čo sme sa naučili?

Mendelejevov periodický zákon a periodický systém boli formulované v roku 1871. Mendelejev identifikoval zákonitosti vlastností prvkov a usporiadal ich na základe relatívnej atómovej hmotnosti. S nárastom hmotnosti sa vlastnosti prvkov menili a potom sa opakovali. Následne bola tabuľka doplnená a zákon upravený v súlade s modernými poznatkami.

Test podľa témy

Posúdenie správy

Priemerné hodnotenie: 4.6. Celkový počet prijatých hodnotení: 135.

Mendelejevov periodický zákon

Periodický zákon DI Mendelejeva je základný zákon, ktorý ustanovuje periodickú zmenu vlastností chemických prvkov v závislosti od nárastu nábojov jadier ich atómov. I. Mendelejev v marci 1869 pri porovnaní vlastností všetkých v tom čase známych prvkov a hodnôt ich atómových hmotností. „Vlastnosti jednoduchých telies, ako aj tvary a vlastnosti zlúčenín prvkov, a teda vlastnosti nimi vytvorených jednoduchých a zložitých telies, sú periodicky závislé od ich atómovej hmotnosti.“ Grafickým (tabuľkovým) vyjadrením periodického zákona je periodický systém prvkov, ktorý vyvinul Mendelejev.

https://pandia.ru/text/80/127/images/image002_66.jpg "width \u003d" 373 height \u003d 200 "height \u003d" 200 "\u003e

Obrázok 1. Závislosť ionizačnej energie atómov od ordinálneho čísla prvku

Energia afinity atómu k elektrónu alebo jednoducho jeho afinita k elektrónu je energia uvoľnená v procese pripojenia elektrónu k voľnému atómu E v základnom stave jeho transformáciou na negatívny ión E− (afinita atómu pre elektrón je číselne rovnaká, ale opačná v znamení energetickej ionizácie zodpovedajúceho izolovaného jednotlivo nabitého aniónu). Závislosť elektrónovej afinity atómu od atómového čísla prvku je znázornená na obrázku 2.

0 "style \u003d" border-collapse: collapse; border: none "\u003e

Elektronická konfigurácia

Elektronegativita je zásadná chemická vlastnosť atóm, kvantitatívna charakteristika schopnosti atómu v molekule priťahovať bežné elektrónové páry. Elektronegativita atómu závisí od mnohých faktorov, najmä od valenčného stavu atómu, oxidačného stavu, koordinačného čísla, povahy ligandov tvoriacich prostredie atómu v molekulárnom systéme a od niektorých ďalších. . Obrázok 3 zobrazuje závislosť elektronegativity od sériového čísla prvku.

Obrázok 3. Paulingova stupnica elektronegativity

V poslednej dobe sa na charakterizáciu elektronegativity čoraz viac používa takzvaná orbitálna elektronegativita, ktorá závisí od typu atómovej obežnej dráhy podieľajúcej sa na vytváraní väzby a od jej elektronickej populácie, tj. Od toho, či je atómová obežná dráha obsadená samotným elektrónom pár, je jednorazovo naplnený nepárovým elektrónom alebo je prázdny. Napriek známym ťažkostiam pri interpretácii a definovaní elektronegativity však vždy zostáva nevyhnutný kvalitatívny popis a predikcia povahy väzieb v molekulárnom systéme vrátane väzbovej energie, distribúcie elektronického náboja atď.

V obdobiach je všeobecná tendencia k zvyšovaniu elektronegativity a v podskupinách k jej poklesu. Najmenšia elektronegativita je pre s-prvky skupiny I, najvyššia je pre p-prvky skupiny VII.

Periodicita zmeny hodnôt orbitálnych atómových polomerov, v závislosti od poradového čísla prvku, sa prejavuje celkom zreteľne a hlavné body tu spočívajú v prítomnosti veľmi výrazných maxím zodpovedajúcich atómom alkalických kovov, a rovnaké minimá zodpovedajúce vzácnym plynom. Pokles hodnôt orbitálnych atómových polomerov počas prechodu z alkalického kovu na zodpovedajúci (najbližší) vzácny plyn je, s výnimkou sérií Li-Ne, nemonotónny, najmä ak skupiny prechodných prvkov (kovy) ) a lantanoidy alebo aktinidy sa vyskytujú medzi alkalickým kovom a vzácnym plynom. Vo veľkých obdobiach je v rodinách prvkov d a f pozorovaný menej prudký pokles polomerov, pretože k plneniu orbitalov elektrónmi dochádza v pred vonkajšej vrstve. V podskupinách prvkov sa všeobecne zväčšujú polomery atómov a iónov rovnakého typu.

Oxidačný stav je pomocná podmienená hodnota na zaznamenávanie procesov oxidácie, redukcie a redoxných reakcií, číselná hodnota elektrického náboja pripisovaná atómu v molekule za predpokladu, že elektrónové páry, ktoré vytvárajú spojenie, sú úplne posunuté smerom k viac elektronegatívne atómy.

Mnoho prvkov je schopných vykazovať nie jeden, ale niekoľko rôznych oxidačných stavov. Napríklad pre chlór sú známe všetky oxidačné stavy od -1 do +7, aj keď aj tie sú veľmi nestabilné, pre mangán od +2 do +7. Najvyššie hodnoty oxidačného stavu sa pravidelne menia v závislosti od poradového čísla prvku, ale táto periodicita je zložitá. V najjednoduchšom prípade sa v sérii prvkov od alkalického kovu po vzácny plyn zvýši najvyšší oxidačný stav z +1 (RbF) na +8 (XeO4). V ostatných prípadoch sa ukáže, že najvyšší oxidačný stav vzácneho plynu je nižší (Kr + 4F4) ako v prípade predchádzajúceho halogénu (Br + 7О4−). Preto na krivke periodickej závislosti najvyššieho oxidačného stavu od ordinálneho čísla prvku padajú maximá buď na vzácny plyn, alebo na halogén, ktorý mu predchádza (minimá sú vždy na alkalickom kovu). Výnimkou je séria Li-Ne, v ktorej vysoké oxidačné stavy nie sú všeobecne známe ani pre halogén (F), ani pre vzácny plyn (Ne) a stredný termín série, dusík, má najvyššiu hodnotu najvyššieho oxidačného stavu. ; preto sa v sérii Li - Ne ukáže, že zmena v najvyššom oxidačnom stave prechádza maximom.

Všeobecne nie je zvýšenie najvyššieho oxidačného stavu v sérii prvkov z alkalického kovu na halogén alebo na vzácny plyn v žiadnom prípade monotónne, hlavne v dôsledku prejavov oxidačných stavov s prechodnými kovmi. Napríklad zvýšenie najvyššieho oxidačného stavu v rade Rb-Xe z +1 na +8 je „komplikované“ skutočnosťou, že pre molybdén, technécium a ruténium sú také vysoké oxidačné stavy ako +6 (MoO3), +7 (Tc2O7), +8 (RuO4).

Periodická je aj zmena oxidačného potenciálu jednoduchých látok v závislosti od poradového čísla prvku. Je však potrebné mať na pamäti, že oxidačný potenciál jednoduchej látky je ovplyvňovaný rôznymi faktormi, ktoré je niekedy potrebné zvážiť individuálne. Periodicita zmeny oxidačného potenciálu by sa preto mala interpretovať veľmi opatrne. Niektoré špecifické sekvencie nájdete pri zmene oxidačného potenciálu jednoduchých látok. Najmä v rade kovov dochádza pri prechode z alkalického do nasledujúcich prvkov k zníženiu oxidačného potenciálu. To sa dá ľahko vysvetliť zvýšením ionizačnej energie atómov so zvýšením počtu odstránených valenčných elektrónov. Krivka závislosti oxidačného potenciálu jednoduchých látok od ordinálneho čísla prvku má preto maximá zodpovedajúce alkalickým kovom.

OBJAVENIE PRAVIDELNÉHO ZÁKONA

Periodický zákon objavil DI Mendeleev v priebehu práce na texte učebnice „Základy chémie“, keď narazil na ťažkosti pri systematizácii faktografických materiálov. Do polovice februára 1869 vedec, ktorý uvažoval o štruktúre učebnice, postupne dospel k záveru, že vlastnosti jednoduchých látok a atómové hmotnosti prvkov spája istý vzor.

Objav periodickej tabuľky prvkov nebol vykonaný náhodou, bol to výsledok obrovskej práce, dlhej a starostlivej práce, ktorú vynaložil tak samotný Dmitrij Ivanovič, ako aj mnoho chemikov z radov jeho predchodcov a súčasníkov. "Keď som začal finalizovať svoju klasifikáciu prvkov, napísal som na jednotlivé karty každý prvok a jeho zlúčeniny a potom som ich usporiadal do skupín a riadkov a získal som prvú vizuálnu tabuľku periodického zákona." Ale toto bol iba posledný akord, výsledok všetkých predchádzajúcich prác ... “- uviedol vedec. Mendelejev zdôraznil, že jeho objav bol výsledkom, ktorý zavŕšil dvadsať rokov premýšľania o vzťahoch medzi prvkami, myslenia zo všetkých strán vzťahu prvkov.

17. februára (1. marca) bol dokončený rukopis článku obsahujúci tabuľku s názvom „Skúsenosti so systémom prvkov na základe ich atómovej hmotnosti a chemickej podobnosti“ a bol predložený do tlače s poznámkami pre sadzače a s dátumom „17. februára 1869“. Oznámenie Mendelejevovho objavu vydal redaktor Ruskej chemickej spoločnosti profesor NA Menshutkin na stretnutí spoločnosti 22. februára (6. marca) 1869. Mendelejev sám na stretnutí nebol, pretože v tom čase na pokyn Slobodnej ekonomickej spoločnosti preskúmal syrárne v provinciách Tverskaya a Novgorod.

V prvej verzii systému boli prvky usporiadané vedcami do devätnástich vodorovných radov a šiestich vertikálnych stĺpcov. 17. februára (1. marca) sa otvorenie periodického zákona ani zďaleka neskončilo, iba sa začalo. Dmitrij Ivanovič pokračoval v jeho vývoji a prehlbovaní ešte ďalšie tri roky. V roku 1870 vydal Mendelejev vo svojich Základoch chémie druhú verziu systému (Prirodzený systém prvkov): vodorovné stĺpce analogických prvkov sa zmenili na osem vertikálne usporiadaných skupín; šesť vertikálnych stĺpcov prvého variantu sa zmenilo na obdobia začínajúce alkalickým kovom a končiace halogénom. Každé obdobie bolo rozdelené do dvoch radov; prvky rôznych riadkov zahrnutých do skupiny tvorili podskupiny.

Podstatou Mendelejevovho objavu bolo, že s nárastom atómovej hmotnosti chemických prvkov sa ich vlastnosti nemenia monotónne, ale pravidelne. Po určitom počte prvkov s rôznymi vlastnosťami usporiadaných do zvyšovania atómovej hmotnosti sa vlastnosti začnú opakovať. Rozdiel medzi prácou Mendelejeva a prácou jeho predchodcov bol v tom, že Mendelejev nemal pre klasifikáciu prvkov jeden, ale dva základy - atómovú hmotnosť a chemickú podobnosť. Aby bolo možné periodicitu úplne dodržať, Mendelejev opravil atómové hmotnosti niektorých prvkov, umiestnil do svojho systému niekoľko prvkov, na rozdiel od v tom čase prijatých predstáv o ich podobnosti s ostatnými, nechali v tabuľke prázdne bunky, kde prvky, ktoré ešte neboli objavené, mali byť lokalizované.

V roku 1871 na základe týchto prác sformuloval Mendelejev periodický zákon, ktorého forma sa časom trochu vylepšila.

Periodická tabuľka prvkov mala veľký vplyv na ďalší vývoj chémie. Bola to nielen prvá prírodná klasifikácia chemických prvkov, ktorá ukázala, že tvoria harmonický systém a sú navzájom úzko prepojené, ale stala sa aj mocným nástrojom pre ďalší výskum. V čase, keď Mendelejev zostavoval svoju tabuľku na základe periodického zákona, ktorý objavil, bolo veľa prvkov stále neznámych. Mendelejev bol nielen presvedčený, že musia existovať stále neznáme prvky, ktoré by tieto miesta zapĺňali, ale vopred predpovedal aj vlastnosti týchto prvkov na základe ich postavenia medzi ostatnými prvkami periodickej tabuľky. Počas nasledujúcich 15 rokov sa Mendelejevove predpovede bravúrne potvrdili; boli objavené všetky tri očakávané prvky (Ga, Sc, Ge), čo bol najväčší triumf periodického zákona.

DI. Mendelejev predložil rukopis „Skúsenosti so systémom prvkov na základe ich atómovej hmotnosti a chemickej podobnosti“ // Prezidentská knižnica // V tento deň v histórii http://www.prlib.ru/History/Pages/Item.aspx?itemid \u003d 1006

RUSKÁ CHEMICKÁ SPOLOČNOSŤ

Ruská chemická spoločnosť je vedecká organizácia založená na Petrohradskej univerzite v roku 1868 a bola dobrovoľným združením ruských chemikov.

Potreba vytvorenia Spoločnosti bola oznámená na 1. kongrese ruských prírodovedcov a lekárov, ktorý sa konal v Petrohrade koncom decembra 1867 - začiatkom januára 1868. Na kongrese bolo oznámené rozhodnutie účastníkov chemickej sekcie:

„Chemická sekcia deklarovala jednomyseľnú vôľu spojiť sa v Chemickej spoločnosti pri komunikácii s už vytvorenými silami ruských chemikov. Táto sekcia verí, že táto spoločnosť bude mať členov vo všetkých mestách Ruska, a že jej publikácia bude obsahovať diela všetkých ruských chemikov vytlačené v ruštine. “

Do tejto doby už boli chemické spoločnosti založené vo viacerých európskych krajinách: Londýnska chemická spoločnosť (1841), Francúzska chemická spoločnosť (1857), Nemecká chemická spoločnosť (1867); Americká chemická spoločnosť bola založená v roku 1876.

Charta Ruskej chemickej spoločnosti, ktorú vypracoval predovšetkým DIMendeleev, bola schválená ministerstvom verejného školstva 26. októbra 1868 a prvé zasadanie spoločnosti sa uskutočnilo 6. novembra 1868. Spočiatku zahŕňala 35 chemikov z Petrohradu, Kazane, Moskvy, Varšavy, Kyjeva, Charkova a Odesy. N. N. Zinin sa stal prvým prezidentom RFB a N. A. Menhutkin tajomníkom. Členovia spoločnosti platili členské príspevky (10 rubľov ročne), prijímanie nových členov sa uskutočňovalo iba na odporúčanie troch súčasných. V prvom roku svojej existencie sa RCS rozrástla z 35 na 60 členov a v ďalších rokoch pokračovala v plynulom raste (129 - v roku 1879, 237 - v roku 1889, 293 - v roku 1899, 364 - v roku 1909, 565 - v roku 1917) .

V roku 1869 získala Ruská chemická spoločnosť vlastný orgán - Časopis Ruskej chemickej spoločnosti (ZhRHO); časopis vychádzal 9-krát ročne (mesačne, okrem letných mesiacov). Redaktorom časopisu ZhRHO v rokoch 1869 až 1900 bol N. A. Menshutkin a od roku 1901 do roku 1930 A. E. Favorsky.

V roku 1878 sa Ruská chemická spoločnosť spojila s Ruskou fyzikálnou spoločnosťou (založená v roku 1872) a vznikla Ruská fyzikálna a chemická spoločnosť. Prvými prezidentmi RFCO boli A. M. Butlerov (v rokoch 1878-1882) a D.I. Mendeleev (v rokoch 1883-1887). V súvislosti s fúziou od roku 1879 (z 11. zväzku) bol „Journal of the Russian Chemical Society“ premenovaný na „Journal of the Russian Physicochemical Society“. Frekvencia vydávania bola 10 čísel ročne; časopis sa skladal z dvoch častí - chemickej (ZhRHO) a fyzikálnej (ZhRFO).

Po prvýkrát bolo na stránkach ZhRHO uverejnených veľa diel klasikov ruskej chémie. Obzvlášť si môžeme všimnúť prácu D.I. Mendelejeva na tvorbe a vývoji periodickej tabuľky prvkov a A.M. Butlerova, spojenú s vývojom jeho teórie štruktúry organické zlúčeniny; výskum N. A. Menshutkina, D. P. Konovalova, N. S. Kurnakova, L. A. Chugaeva v oblasti anorganickej a fyzikálnej chémie; V. V. Markovnikova, E. E. Wagner, A. M. Zaitsev, S. N. Reformatsky, A. E. Favorsky, N. D. Zelinsky, S. V. Lebedev a A. E. Arbuzova v oblasti organickej chemie. V období rokov 1869 - 1930 bolo v ZhRHO publikovaných 5067 pôvodných chemických štúdií, boli publikované abstrakty a prehľadové články o konkrétnych otázkach chémie, boli vydané aj preklady najzaujímavejších prác zo zahraničných časopisov.

RFCO sa stal zakladateľom Mendelejevových kongresov o všeobecnej a aplikovanej chémii; prvé tri zjazdy sa konali v Petrohrade v rokoch 1907, 1911 a 1922. V roku 1919 bolo publikovanie ZhRFKhO pozastavené a obnovené bolo až v roku 1924.