Formularea modernă a lui Mendeleev. Legea periodică a lui D. Mendeleev, formularea sa modernă

Legea periodică a fost formulată de D.I Mendeleev în \(1869\). Până în acel moment, erau cunoscute elemente chimice \(63\). Mendeleev a ales ca principală proprietate a elementelor masa atomică relativă . De asemenea, a avut în vedere compoziția, fizică și proprietăți chimice format dintr-un element de substanţe simple şi complexe.

Aranjarea tuturor elementelor chimice cunoscute în ordine crescătoare mase atomice, Mendeleev a descoperit că proprietățile se repetă prin un anumit număr elemente.

Să repetăm ​​acțiunile lui Mendeleev, ținând cont de faptul că gazele nobile nu erau încă cunoscute pe vremea lui. Vom aranja elementele în ordinea creșterii masei atomice (a doua linie a tabelului), vom indica proprietățile metalice și nemetalice, formulele și proprietățile oxizilor și hidroxizilor superiori, precum și formulele compușilor cu hidrogen gazos.

Dacă analizați cu atenție secvențele obținute, puteți vedea repetabilitatea proprietăților metalice și nemetalice, compoziția și proprietățile compușilor. Șapte elemente din litiu de metal alcalin din rând sunt sodiul de metal alcalin, iar șapte elemente din halogenul de fluor este halogenul de clor. Prin șapte elemente apar aceleași formule de oxizi și compuși cu hidrogen, deoarece valorile valenței în compușii cu oxigen și hidrogen se repetă. Putem crea formulele lor generale.

Formule ale oxizilor superiori: R2O, RO, R2O3, RO2, R2O5, RO3, R2O7.

Compuși volatili ai hidrogenului (pentru nemetale): RH 4, RH 3, RH 2, RH.

Astfel a stabilit Mendeleev frecvența schimbărilor de proprietate cu creșterea masei atomice. În articolul „Model periodic elemente chimice„D.I. Mendeleev a dat următoarea formulare a legii periodice:

Tradus în limbaj științific modern, sună așa:

„Proprietăți substanțe simple, precum și compoziția și proprietățile compușilor elementelor depind periodic de masele atomice relative.”

Mendeleev a împărțit toate elementele în perioade.

Perioadă- o serie de elemente dispuse în ordinea creșterii masei atomice relative, începând cu un metal alcalin și terminând cu halogen și gaz inert.

În perioada:

• proprietățile metalice ale substanțelor simple sunt slăbite treptat, iar cele nemetalice sunt îmbunătățite;
• cea mai mare valență a elementelor pentru oxigen crește de la I (pentru metale alcaline) la VII (pentru halogeni);
• valența elementelor nemetalice în compușii cu hidrogen volatil scade de la IV la I (pentru halogeni);
• proprietățile oxizilor și hidroxizilor superiori se schimbă treptat de la bazic prin amfoter la acid.

Legea periodică a fost dezvoltată în continuare după ce fizicienii au studiat structura atomului. S-a dovedit că caracteristica principala a unui element chimic nu este masa atomică relativă, ci sarcina nucleului atomic. Formularea modernă a legii periodice a fost ușor modificată:

„Proprietățile elementelor chimice și ale compușilor acestora depind periodic de încărcăturile nucleelor ​​atomice.”

Alchimiștii au încercat, de asemenea, să găsească o lege a naturii pe baza căreia să fie posibilă sistematizarea elementelor chimice. Dar le lipseau informații fiabile și detaliate despre elemente. Pe la mijlocul secolului al XIX-lea. cunoștințele despre elementele chimice au devenit suficiente, iar numărul elementelor a crescut atât de mult încât a apărut o nevoie firească în știință de a le clasifica. Primele încercări de a clasifica elementele în metale și nemetale s-au dovedit a fi nereușite. Predecesorii lui D.I Mendeleev (I.V. Debereiner, J.A. Newlands, L.Yu. Meyer) au făcut multe pentru a se pregăti pentru descoperirea legii periodice, dar nu au putut înțelege adevărul. Dmitri Ivanovici a stabilit o legătură între masa elementelor și proprietățile lor.

Dmitri Ivanovici s-a născut la Tobolsk. Era al șaptesprezecelea copil din familie. După ce a absolvit liceul în orașul natal, Dmitri Ivanovici a intrat la Institutul Pedagogic Principal din Sankt Petersburg, după care a plecat într-o călătorie științifică de doi ani în străinătate, cu o medalie de aur. După întoarcere, a fost invitat la Universitatea din Sankt Petersburg. Când Mendeleev a început să susțină prelegeri despre chimie, nu a găsit nimic care să poată fi recomandat studenților ca un ajutor didactic. Și s-a hotărât să scrie carte noua– „Fundamentele chimiei”.

Descoperirea legii periodice a fost precedată de 15 ani de muncă grea. La 1 martie 1869, Dmitri Ivanovici plănuia să plece din Sankt Petersburg în provincii pentru afaceri.

Legea periodică a fost descoperită pe baza unei caracteristici a atomului - masa atomică relativă .

Mendeleev a aranjat elementele chimice în ordinea crescătoare a maselor lor atomice și a observat că proprietățile elementelor se repetă după o anumită perioadă - o perioadă, Dmitri Ivanovici a aranjat perioadele una sub alta, astfel încât elementele similare să fie situate unele sub altele - pe aceeași verticală, astfel încât sistemul periodic a fost construit elemente.

1 martie 1869 Formularea legii periodice de către D.I. Mendeleev.

Proprietățile substanțelor simple, precum și formele și proprietățile compușilor elementelor, depind periodic de greutățile atomice ale elementelor.

Din păcate, la început au fost foarte puțini susținători ai legii periodice, chiar și printre oamenii de știință ruși. Sunt mulți adversari, mai ales în Germania și Anglia.
Descoperirea legii periodice este un exemplu genial previziune științifică: în 1870, Dmitri Ivanovici a prezis existența a trei elemente necunoscute atunci, pe care le-a numit eka-siliciu, eka-aluminiu și eka-bor. El a fost capabil să prezică corect cele mai importante proprietăți ale elementelor noi. Și apoi, 5 ani mai târziu, în 1875, omul de știință francez P.E. Lecoq de Boisbaudran, care nu știa nimic despre opera lui Dmitri Ivanovici, a descoperit un nou metal, numindu-l galiu. Într-o serie de proprietăți și metoda de descoperire, galiul a coincis cu eka-aluminiu prezis de Mendeleev. Dar greutatea lui s-a dovedit a fi mai mică decât era prevăzut. În ciuda acestui fapt, Dmitri Ivanovici a trimis o scrisoare în Franța, insistând asupra predicției sale.
Lumea științifică a fost uluită de predicția lui Mendeleev asupra proprietăților ekaaluminiu s-a dovedit a fi atât de precis. Din acest moment, legea periodică începe să prindă rădăcină în chimie.
În 1879, L. Nilsson a descoperit scandiul în Suedia, care întruchipa ceea ce a prezis Dmitri Ivanovici ekabor .
În 1886, K. Winkler a descoperit germaniul în Germania, ceea ce s-a dovedit a fi ecasiliciu .

Dar geniul lui Dmitri Ivanovici Mendeleev și descoperirile sale nu sunt doar aceste predicții!

În patru locuri ale tabelului periodic, D.I Mendeleev a aranjat elementele care nu sunt în ordinea maselor atomice crescătoare:

La sfârşitul secolului al XIX-lea, D.I. Mendeleev a scris că, aparent, atomul este format din alte particule mai mici. După moartea sa în 1907, s-a dovedit că atomul este format din particule elementare. Teoria structurii atomice a confirmat corectitudinea lui Mendeleev rearanjamentele acestor elemente neconforme cu creșterea maselor atomice sunt complet justificate.

Formularea modernă a legii periodice.

Proprietățile elementelor chimice și ale compușilor acestora sunt periodic dependente de mărimea sarcinii nucleelor ​​atomilor lor, exprimată în repetabilitate periodică a structurii învelișului electron de valență exterioară.
Și acum, la mai bine de 130 de ani de la descoperirea legii periodice, putem reveni la cuvintele lui Dmitri Ivanovici, luate ca motto al lecției noastre: „Pentru legea periodică, viitorul nu amenință cu distrugerea, ci doar suprastructura și dezvoltare sunt promise.” Câte elemente chimice au fost descoperite până acum? Și aceasta este departe de limită.

O reprezentare grafică a legii periodice este sistemul periodic al elementelor chimice. Acesta este un scurt rezumat al întregii chimie a elementelor și a compușilor acestora.

Modificări ale proprietăților în sistemul periodic odată cu creșterea greutăților atomice în perioada (de la stânga la dreapta):

1. Proprietățile metalice sunt reduse

2. Proprietățile nemetalice cresc

3. Proprietățile oxizilor și hidroxizilor superiori se schimbă de la bazic prin amfoter la acid.

4. Valenta elementelor din formulele oxizilor superiori creste de la eulaVII, iar în formulele compușilor hidrogen volatili scade de la IV laeu.

: așa cum a remarcat în mod figurat celebrul chimist rus N.D. Zelinsky, Legea periodică a fost „descoperirea conexiunii reciproce a tuturor atomilor din univers”.

Poveste

Căutarea bazei pentru clasificarea și sistematizarea naturală a elementelor chimice a început cu mult înainte de descoperirea Legii Periodice. Dificultățile întâmpinate de oamenii de știință natural care au lucrat primii în acest domeniu au fost cauzate de date experimentale insuficiente: la începutul secolului al XIX-lea, numărul elementelor chimice cunoscute era mic, iar valorile acceptate ale maselor atomice din multe elemente au fost incorecte.

Triadele Döbereiner și primele sisteme de elemente

La începutul anilor 60 ai secolului al XIX-lea au apărut câteva lucrări care au precedat imediat Legea periodică.

Spiral de Chancourtois

Newlands Octave

Masa Newlands (1866)

La scurt timp după spirala lui de Chancourtois, omul de știință englez John Newlands a încercat să compare proprietățile chimice ale elementelor cu masele lor atomice. Aranjând elementele în ordinea creșterii masei atomice, Newlands a observat că între fiecare al optulea element au apărut asemănări de proprietăți. Newlands a numit modelul găsit legea octavelor prin analogie cu cele șapte intervale ale scalei muzicale. În tabelul său, el a aranjat elementele chimice în grupuri verticale de șapte elemente fiecare și, în același timp, a descoperit că (cu o ușoară modificare în ordinea unor elemente) elemente cu proprietăți chimice similare au ajuns pe aceeași linie orizontală.

John Newlands a fost, desigur, primul care a dat o serie de elemente aranjate în ordinea maselor atomice crescătoare, a atribuit elementelor chimice numărul atomic corespunzător și a observat relația sistematică dintre această ordine și proprietățile fizico-chimice ale elementelor. El a scris că într-o astfel de secvență se repetă proprietățile elementelor, ale căror greutăți echivalente (masa) diferă cu 7 unități, sau cu o valoare care este un multiplu de 7, adică ca și cum al optulea element în ordine repetă proprietățile. din prima, ca în muzică, nota a opta se repetă prima. Newlands a încercat să dea acestei dependențe, care apare de fapt pentru elementele ușoare, un caracter universal. În tabelul său, elemente similare erau amplasate în rânduri orizontale, dar în același rând erau adesea elemente complet diferite în proprietăți. În plus, Newlands a fost nevoit să plaseze două elemente în unele celule; în sfârșit, masa nu conținea niciun loc liber; Drept urmare, legea octavelor a fost acceptată cu scepticism extrem.

Mesele Odling și Meyer

Manifestări ale legii periodice în raport cu energia afinității electronilor

Periodicitatea energiilor de afinitate electronică ale atomilor se explică, în mod firesc, prin aceiași factori care au fost deja observați atunci când discutăm potențialele de ionizare (vezi definiția energiei de afinitate electronică).

Au cea mai mare afinitate electronică p-elemente Grupa VII. Cea mai mică afinitate electronică este pentru atomii cu configurația s² ( , , ) și s²p 6 ( , ) sau cu umplutură pe jumătate p-orbitali ( , , ):

Manifestări ale legii periodice privind electronegativitatea

Strict vorbind, unui element nu i se poate atribui electronegativitate constantă. Electronegativitatea unui atom depinde de mulți factori, în special de starea de valență a atomului, starea formală de oxidare, numărul de coordonare, natura liganzilor care formează mediul atomului în sistemul molecular și alții. ÎN în ultima vreme din ce în ce mai mult, pentru a caracteriza electronegativitatea, se folosește așa-numita electronegativitate orbitală, care depinde de tipul de orbital atomic implicat în formarea unei legături și de populația sa electronică, adică de dacă orbitalul atomic este ocupat de o pereche de electroni singuratică. , ocupat individual de un electron nepereche sau este vacant. Dar, în ciuda dificultăților cunoscute în interpretarea și determinarea electronegativității, rămâne întotdeauna necesar pentru o descriere calitativă și o predicție a naturii legăturilor dintr-un sistem molecular, inclusiv energia de legare, distribuția electronică a sarcinii și gradul de ionicitate, constanta de forță etc.

Periodicitatea electronegativității atomice este importantă parte integrantă legea periodică și poate fi explicată cu ușurință pe baza dependenței imuabile, deși nu complet neechivoce, a valorilor electronegativității de valorile corespunzătoare ale energiilor de ionizare și ale afinităților electronice.

În perioade există tendinta generala creșterea electronegativității, iar în subgrupe scăderea acesteia. Electronegativitatea cea mai scăzută este pentru elementele s din grupa I, cea mai mare pentru elementele p din grupa VII.

Manifestări ale legii periodice în raport cu razele atomice și ionice

Orez. 4 Dependența razelor orbitale ale atomilor de numărul atomic al elementului.

Natura periodică a modificărilor dimensiunilor atomilor și ionilor este cunoscută de mult timp. Dificultatea aici este că, datorită naturii ondulatorii a mișcării electronice, atomii nu au dimensiuni strict definite. Deoarece determinarea directă a dimensiunilor absolute (razelor) atomilor izolați este imposibilă, în în acest caz, sensurile lor empirice sunt adesea folosite. Ele sunt obținute din distanțe internucleare măsurate în cristale și molecule libere, împărțind fiecare distanță internucleară în două părți și echivalând una dintre ele cu raza primului atom (din două legate printr-o legătură chimică corespunzătoare), iar cealaltă cu raza lui al doilea atom. Această împărțire ia în considerare diverși factori, inclusiv natura legătură chimică, stările de oxidare a doi atomi legați, natura coordonării fiecăruia dintre ei etc. În acest fel se obțin așa-numitele raze metalice, covalente, ionice și van der Waals. Razele Van der Waals ar trebui considerate ca razele atomilor nelegați; se găsesc prin distanțe internucleare în solide sau lichide în care atomii sunt în apropiere unul de celălalt (de exemplu, atomi din argon solid sau atomi din două molecule de N2 adiacente în azot solid), dar nu sunt legați prin nicio legătură chimică.

Dar evident cea mai buna descriere Mărimea efectivă a unui atom izolat este poziția calculată teoretic (distanța de la nucleu) a maximului principal al densității de sarcină a electronilor săi exteriori. Aceasta este așa-numita rază orbitală a atomului. Periodicitatea modificării valorilor razelor atomice orbitale în funcție de numărul atomic al elementului apare destul de clar (vezi Fig. 4), iar punctele principale aici sunt prezența maximelor foarte pronunțate corespunzătoare atomilor de metale alcaline. , și aceleași minime corespunzătoare gazelor nobile . Scăderea valorilor razelor atomice orbitale în timpul tranziției de la un metal alcalin la gazul nobil corespunzător (cel mai apropiat) este, cu excepția seriei -, de natură nemonotonă, mai ales atunci când familiile de elemente de tranziție (metale). ) și lantanide sau actinide apar între metalul alcalin și gazul nobil. Pe perioade lungi în familii d-Şi f- elemente, se observă o scădere mai puțin accentuată a razelor, deoarece umplerea orbitalilor cu electroni are loc în stratul pre-extern. În subgrupe de elemente, razele atomilor și ionilor de același tip cresc în general.

Manifestări ale legii periodice în raport cu energia de atomizare

Trebuie subliniat faptul că starea de oxidare a unui element, fiind o caracteristică formală, nu oferă o idee nici despre sarcinile efective ale atomilor acestui element din compus, nici despre valența atomilor, deși starea de oxidare este numită adesea valență formală. Multe elemente sunt capabile să prezinte nu una, ci mai multe stări de oxidare diferite. De exemplu, pentru clor toate stările de oxidare sunt cunoscute de la -1 la +7, deși cele pare sunt foarte instabile, iar pentru mangan - de la +2 la +7. Cele mai mari valori ale stării de oxidare se modifică periodic în funcție de numărul atomic al elementului, dar această periodicitate este complexă. În cel mai simplu caz, în seria de elemente de la un metal alcalin la un gaz nobil, cea mai mare stare de oxidare crește de la +1 (F) la +8 (O4). În alte cazuri, cea mai mare stare de oxidare a gazului nobil este mai mică (+4 F 4 ) decât pentru halogenul precedent (+7 O 4 −). Prin urmare, pe curba dependenței periodice a celei mai mari stări de oxidare de numărul atomic al unui element, maximele cad fie pe gazul nobil, fie pe halogenul care îl precede (minimele întotdeauna pe metalul alcalin). Excepție este seria - , în care nu se cunosc deloc nici halogenul () și nici gazul nobil (). grade înalte oxidarea, iar membrul mijlociu al seriei, azotul, are cea mai mare valoare a celei mai înalte stări de oxidare; prin urmare, în serie - schimbarea stării de oxidare cea mai înaltă se dovedește a trece printr-un maxim. În general, creșterea celei mai înalte stări de oxidare din seria elementelor de la un metal alcalin la un halogen sau la un gaz nobil nu are loc monoton, în principal datorită manifestării stărilor de oxidare ridicate de către metalele de tranziție. De exemplu, creșterea celei mai mari stări de oxidare din serie - de la +1 la +8 este „complicată” de faptul că stările de oxidare atât de ridicate precum +6 (O 3), +7 (2 O 7), + sunt cunoscut pentru molibden, tehnețiu și ruteniu 8(O4).

Manifestări ale legii periodice în raport cu potenţialul oxidativ

Una dintre caracteristicile foarte importante ale unei substanțe simple este potențialul său de oxidare, care reflectă capacitatea fundamentală a unei substanțe simple de a interacționa cu solutii apoase, precum și proprietățile redox pe care le prezintă. Modificarea potențialelor de oxidare ale substanțelor simple în funcție de numărul atomic al elementului este de asemenea periodică. Dar trebuie avut în vedere faptul că potențialul oxidativ al unei substanțe simple este influențat de diverși factori, care uneori trebuie luați în considerare individual. Prin urmare, periodicitatea modificărilor potențialelor de oxidare ar trebui interpretată cu foarte mare atenție.

Este posibil să se detecteze unele secvențe specifice în modificările potențialelor de oxidare ale substanțelor simple. În special, în seria de metale, în timpul trecerii de la alcalin la elementele care le urmează, are loc o scădere a potențialelor de oxidare (+ (aq), etc. - cation hidratat):

Acest lucru este ușor de explicat printr-o creștere a energiei de ionizare a atomilor cu o creștere a numărului de electroni de valență îndepărtați. Prin urmare, pe curba dependenței potențialelor de oxidare ale substanțelor simple de numărul atomic al elementului, există maxime corespunzătoare metalelor alcaline. Dar acesta nu este singurul motiv pentru modificările potențialelor de oxidare ale substanțelor simple.

Periodicitate internă și secundară

s- Și r-elemente

Tendințele generale în natura modificărilor valorilor energiei de ionizare a atomilor, energia afinității electronilor atomilor, electronegativitatea, razele atomice și ionice, energia de atomizare a substanțelor simple, starea de oxidare, potențialele de oxidare ale substanțelor simple în funcție de atomul numărul elementului sunt discutate mai sus. Cu un studiu mai profund al acestor tendințe, se poate constata că modelele de modificări ale proprietăților elementelor în perioade și grupuri sunt mult mai complexe. În natura modificărilor proprietăților elementelor de-a lungul unei perioade, se manifestă periodicitatea internă, iar într-un grup - periodicitatea secundară (descoperită de E.V. Biron în 1915).

Astfel, la trecerea de la un element s al grupului I la r-elementul V Grupa III curba energiei de ionizare a atomilor și curba modificărilor razelor lor au maxime și minime interne (vezi Fig. 1, 2, 4).

Aceasta indică natura periodică internă a modificării acestor proprietăți de-a lungul perioadei. O explicație a modelelor notate poate fi dată folosind conceptul de ecranare a miezului.

Efectul de ecranare nucleară se datorează electronilor straturi interioare, care, acoperind nucleul, slăbesc atracția electronului exterior către acesta. Astfel, la trecerea de la beriliu 4 la bor 5, în ciuda creșterii sarcinii nucleare, energia de ionizare a atomilor scade:

Orez. 5 Schema structurii ultimelor niveluri de beriliu, 9,32 eV (stânga) și bor, 8,29 eV (dreapta)

Acest lucru se explică prin faptul că atracția față de nucleu 2p-electronul atomului de bor este slăbit din cauza efectului de ecranare 2s-electroni.

Este clar că ecranarea miezului crește odată cu creșterea numărului de straturi electronice interne. Prin urmare, în subgrupe s- Și r-elemente există o tendinţă de scădere a energiei de ionizare a atomilor (vezi Fig. 1).

Scăderea energiei de ionizare de la azot 7 N la oxigen 8 O (vezi Fig. 1) se explică prin respingerea reciprocă a doi electroni ai aceluiași orbital:

Orez. 6 Schema structurii ultimelor niveluri de azot, 14,53 eV (stânga) și oxigen, 13,62 eV (dreapta)

Efectul ecranării și respingerii reciproce a electronilor dintr-un orbital explică, de asemenea, natura periodică internă a modificării razelor atomice de-a lungul perioadei (vezi Fig. 4).

Orez. 7 Dependența periodică secundară a razelor atomilor orbitalilor p exteriori de numărul atomic

Orez. 8 Dependența periodică secundară a primei energie de ionizare a atomilor de numărul atomic

Orez. 9 Distribuția radială a densității electronilor în atomul de sodiu

În natura modificărilor în proprietăţi s- Și r-elementele din subgrupe se observă clar periodicitatea secundară (Fig. 7). Pentru a o explica, este folosită ideea pătrunderii electronilor în nucleu. După cum se arată în Figura 9, un electron al oricărui orbital este situat într-o regiune apropiată de nucleu pentru un anumit timp. Cu alte cuvinte, electronii exteriori pătrund în nucleu prin straturi de electroni interiori. După cum se poate vedea din figura 9, exterior 3 s-electronul atomului de sodiu are o probabilitate foarte semnificativă de a fi situat în apropierea nucleului în regiunea internă LA- Și L-straturi electronice.

Concentrația densității electronilor (gradul de penetrare a electronilor) la același număr cuantic principal este cea mai mare pentru s-electron, mai puţin - pentru r-electron, cu atât mai puţin - pentru d-electron etc. De exemplu, cu n = 3, gradul de penetrare scade în succesiunea 3 s>3p>3d(vezi Fig. 10).

Orez. 10 Distribuția radială a probabilității de a găsi un electron (densitatea electronilor) la distanță r din miez

Este clar că efectul de penetrare crește puterea legăturii dintre electronii exteriori și nucleu. Datorită mai mult pătrundere profundă s-electronii protejează nucleul într-o măsură mai mare decât r-electronii, iar aceştia din urmă sunt mai puternici decât d-electroni etc.

Folosind ideea de penetrare a electronilor în nucleu, să luăm în considerare natura modificării razei atomilor elementelor din subgrupul de carbon. În seria - - - - există o tendință generală de creștere a razei atomice (vezi Fig. 4, 7). Cu toate acestea, această creștere este nemonotonă. Când mergi de la Si la Ge, extern r-electronii patrund printr-un ecran de zece 3 d-electroni și prin aceasta întăresc legătura cu nucleul și comprimă învelișul de electroni a atomului. Reducerea dimensiunii 6 p-orbitalii de Pb fata de 5 r-orbitalul Sn se datorează pătrunderii 6 p-electroni sub dublu ecran zece 5 d-electroni și paisprezece 4 f-electroni. Acest lucru explică, de asemenea, non-monotonitatea modificării energiei de ionizare a atomilor din seria C-Pb și valoarea sa mai mare pentru Pb în comparație cu atomul Sn (vezi Fig. 1).

d-Elemente

În stratul exterior de atomi d-elemente (cu excepția ) sunt 1-2 electroni ( ns-stat). Odihnă electroni de valență situat în (n-1) d-stare, adică în stratul pre-extern.

Această structură a învelișurilor de electroni ale atomilor determină unele proprietăți generale d-elemente. Astfel, atomii lor sunt caracterizați de valori relativ scăzute ale primei energie de ionizare. După cum se poate observa în figura 1, natura modificării energiei de ionizare a atomilor în perioada din serie d-elementele sunt mai netede decât la rând s- Și p-elemente. La mutarea din d-element din grupa III la d-pentru un element din grupa II, valorile energiei de ionizare se modifică nemonoton. Astfel, în secțiunea curbei (Fig. 1) sunt vizibile două zone, corespunzătoare energiei de ionizare a atomilor în care d-orbitali de unul si doi electroni. Umplere 3 d-orbitali cu câte un electron fiecare capăt la (3d 5 4s 2), care este marcat de o uşoară creştere a stabilităţii relative a configuraţiei 4s 2 datorită pătrunderii electronilor 4s 2 sub ecranul configuraţiei 3d 5. Cea mai mare valoare energia de ionizare are (3d 10 4s 2), care este în conformitate cu completarea completă a 3 d-substratul și stabilizarea perechii de electroni datorită pătrunderii sub ecran 3 d 10 - configurații.

În subgrupe d-elementelor, valorile energiei de ionizare ale atomilor cresc în general. Acest lucru poate fi explicat prin efectul pătrunderii electronilor în nucleu. Deci, dacă tu d-elementele perioadei a 4-a externe 4 s-electronii patrund sub ecran 3 d-electronii, apoi elementele perioadei a 6-a au 6 externi s-electronii patrund deja sub ecranul dublu 5 d- și 4 f-electroni. De exemplu:

Prin urmare d-elementele perioadei a 6-a externe b s-electronii sunt legați de nucleu mai ferm și, prin urmare, energia de ionizare a atomilor este mai mare decât cea a d-elementele perioadei a 4-a.

Dimensiuni atomice d-elementele sunt intermediare între dimensiunile atomice s- Și p-elementele unei perioade date. Modificarea razelor atomilor lor de-a lungul perioadei este mai lină decât pentru s- Și p-elemente.

În subgrupe d-elemente, razele atomice cresc in general. Este important de remarcat următoarea caracteristică: o creștere a razelor atomice și ionice în subgrupe d-elementele corespunde în principal trecerii de la elementul a IV-a la elementul perioadei a V-a. Razele corespunzătoare ale atomilor d-elementele perioadelor a 5-a si a 6-a din acest subgrup sunt aproximativ aceleasi. Acest lucru se explică prin faptul că creșterea razelor datorată creșterii numărului de straturi electronice în timpul trecerii de la perioada a 5-a la a 6-a este compensată. f-compresie cauzată de umplerea cu electroni 4 f-substratul f-elementele perioadei a 6-a. În acest caz f-se numeste compresie lantanidă. Cu configurații electronice similare ale straturilor exterioare și aproximativ aceleași dimensiuni de atomi și ioni pentru d-elementele perioadelor a 5-a și a 6-a din acest subgrup se caracterizează printr-o similaritate deosebită a proprietăților.

Elementele subgrupului scandiu nu se supun tiparelor notate. Acest subgrup este caracterizat de modele caracteristice subgrupurilor învecinate s-elemente.

Legea periodică stă la baza sistematicii chimice

Vezi de asemenea

Note

Literatură

1. Akhmetov N. S. Probleme curente ale cursului chimie anorganică. - M.: Educație, 1991. - 224 p. - ISBN 5-09-002630-0
2. Korolkov D. V. Fundamentele chimiei anorganice. - M.: Educaţie, 1982. - 271 p.
3. Mendeleev D. I. Fundamentele chimiei, vol. 2. M.: Goskhimizdat, 1947. 389 p.
4. Mendeleev D.I.// Dicționar enciclopedic al lui Brockhaus și Efron: În 86 de volume (82 de volume și 4 suplimentare). - Sankt Petersburg. , 1890-1907.

LECȚIA 5 Clasa a X-a(primul an de studiu)

Legea periodică și sistemul elementelor chimice după Planul D.I.Mendeleev

1. Istoria descoperirii legii periodice și a sistemului elementelor chimice de D.I. Mendeleev.

2. Legea periodică formulată de D.I. Mendeleev.

3. Formularea modernă a legii periodice.

4. Semnificația legii periodice și a sistemului de elemente chimice a lui D.I. Mendeleev.

5. Tabelul periodic al elementelor chimice este o reflectare grafică a legii periodice. Structura sistemului periodic: perioade, grupuri, subgrupe.

6. Dependenţa proprietăţilor elementelor chimice de structura atomilor lor.

1 martie (stil nou) 1869 este considerată data descoperirii uneia dintre cele mai importante legi ale chimiei - legea periodică. La mijlocul secolului al XIX-lea. Se cunoșteau 63 de elemente chimice și era nevoie să le clasificăm. Încercările la o astfel de clasificare au fost făcute de mulți oameni de știință (W. Odling și J. A. R. Newlands, J. B. A. Dumas și A. E. Chancourtois, I. V. Debereiner și L. Y. Meyer), dar numai D. I. Mendeleev a reușit să vadă un anumit tipar prin aranjarea elementelor în creștere. ordinea maselor lor atomice. Acest model este periodic, așa că Mendeleev a formulat legea pe care a descoperit-o astfel: proprietățile elementelor, precum și formele și proprietățile compușilor acestora, depind periodic de masa atomică a elementului.

Această formulare este confirmată și de prezența izotopilor, ale căror proprietăți chimice sunt aceleași, deși masele atomice sunt diferite.

Legea periodică este una dintre legile de bază ale naturii și cea mai importantă lege a chimiei. Odată cu descoperirea acestei legi, începe etapa modernă de dezvoltare a științei chimice. Deși sensul fizic al legii periodice a devenit clar abia după crearea teoriei structurii atomice, această teorie însăși s-a dezvoltat pe baza legii periodice și a sistemului de elemente chimice. Legea îi ajută pe oamenii de știință să creeze noi elemente chimice și noi compuși de elemente și să obțină substanțe cu proprietățile dorite. Mendeleev însuși a prezis existența a 12 elemente care nu fuseseră încă descoperite la acel moment și a determinat poziția lor în tabelul periodic. El a descris în detaliu proprietățile a trei dintre aceste elemente și, în timpul vieții omului de știință, aceste elemente au fost descoperite ("ekabor" - galiu, "ekaaluminiu" - scandiu, "ekasilicon" - germaniu). În plus, legea periodică are o mare semnificație filozofică, confirmând cele mai generale legi ale dezvoltării naturii.

O reflectare grafică a legii periodice este sistemul periodic de elemente chimice al lui Mendeleev. Există mai multe forme ale sistemului periodic (scurtă, lungă, scară (propus de N. Bohr), spirală). În Rusia, forma scurtă este cea mai răspândită. Sistemul periodic modern conține 110 elemente chimice descoperite până în prezent, fiecare dintre acestea ocupând un loc specific și având propriul număr de serie și nume. Tabelul identifică rânduri orizontale – perioade (1–3 – mici, formate dintr-un rând; 4–6 – mari, formate din două rânduri; a 7-a perioadă – incompletă). Pe lângă perioade, există rânduri verticale - grupuri, fiecare dintre ele împărțit în două subgrupe (principal - a și secundar - b). Subgrupurile laterale conțin doar elemente de perioade mari, toate care prezintă proprietăți metalice. Elementele aceluiași subgrup au aceeași structură a învelișurilor de electroni exterioare, ceea ce determină proprietățile lor chimice similare.

Perioadă este o succesiune de elemente (de la un metal alcalin la un gaz inert), ai căror atomi au acelasi numar niveluri de energie egale cu numărul perioadei.

Subgrupul principal este un rând vertical de elemente ai căror atomi au același număr de electroni la nivelul lor de energie exterior. Acest număr este egal cu numărul grupului (cu excepția hidrogenului și heliului).

Toate elementele din tabelul periodic sunt împărțite în 4 familii de electroni ( s-, p-, d-,f-elemente) în funcție de ce subnivel din elementul este umplut ultimul atom.

Subgrup lateral- acesta este un rând vertical d-elemente având același număr total de electroni per d-subnivelul stratului pre-extern şi s-subnivelul stratului exterior. Acest număr este de obicei egal cu numărul grupului.

Cele mai importante proprietăți ale elementelor chimice sunt metalicitatea și nemetalicitatea.

Metalicitatea este capacitatea atomilor unui element chimic de a ceda electroni. O caracteristică cantitativă a metalicității este energia de ionizare.

Energia de ionizare atomică- aceasta este cantitatea de energie necesară pentru a îndepărta un electron dintr-un atom al unui element, adică pentru a transforma un atom într-un cation. Cu cât energia de ionizare este mai mică, cu atât atomul renunță mai ușor la un electron, cu atât proprietățile metalice ale elementului sunt mai puternice.

Nemetalicitate este capacitatea atomilor unui element chimic de a câștiga electroni. O caracteristică cantitativă a nemetalicității este afinitatea electronică.

Afinitatea electronică este energia care este eliberată atunci când un electron se atașează la un atom neutru, adică atunci când atomul se transformă într-un anion. Cu cât afinitatea electronilor este mai mare, cu atât atomul atașează mai ușor un electron și cu atât proprietățile nemetalice ale elementului sunt mai puternice.

O caracteristică universală a metalicității și nemetalicității este electronegativitatea (EO) a unui element.

EO al unui element caracterizează capacitatea atomilor săi de a atrage electroni, care participă la formarea legăturilor chimice cu alți atomi din moleculă.

Cu cât metalicitatea este mai mare, cu atât EO este mai scăzut.

Cu cât nemetalicitatea este mai mare, cu atât EO este mai mare.

La determinarea valorilor relative EO pe scara Pauling, EO al atomului de litiu este luat ca unul (EO(Li) = 1); elementul cel mai electronegativ este fluorul (EO(F) = 4).

În perioade scurte de la metal alcalin la gaz inert:

Sarcina nucleelor ​​atomice crește;

Numărul de niveluri de energie nu se modifică;

Numărul de electroni din nivelul exterior crește de la 1 la 8;

Raza atomilor scade;

Forța legăturii dintre electronii stratului exterior și miez crește;

Energia de ionizare crește;

Afinitatea electronică crește;

EO crește;

Metalicitatea elementelor scade;

Nemetalicitatea elementelor crește.

Toate d-elementele unei perioade date sunt similare în proprietăți - toate sunt metale, au raze atomice și valori EO ușor diferite, deoarece conțin același număr de electroni la nivel extern (de exemplu, în a 4-a perioadă - cu excepția Cr și Cu).

În principalele subgrupe de sus în jos:

Numărul de niveluri de energie dintr-un atom crește;

Numărul de electroni din nivelul exterior este același;

Raza atomilor crește;

Forța legăturii dintre electronii nivelului exterior și nucleu scade;

Energia de ionizare scade;

Afinitatea electronică scade;

EO scade;

Metalicitatea elementelor crește;

Nemetalicitatea elementelor scade.

Toate elementele sunt de obicei reprezentate în chimie sub forma unui sistem periodic: sunt dispuse în rânduri (perioade și serii) și coloane (corespunzătoare grupelor) ale unui tabel, ținând cont de creșterea maselor lor atomice. Descoperirea legii periodice datează din 1869 și aparține, fără îndoială, chimistului rus Dmitri Ivanovici Mendeleev. Deși multe surse străine menționează lângă numele lui Julius Lothar Meyer, care, potrivit acestora, a dezvoltat un sistem similar un an mai târziu (dar independent). Cheia succesului efortului de-a lungul anilor a fost conștientizarea că încercările anterioare ale altor oameni de știință au eșuat, deoarece multe dintre elementele chimice nu fuseseră încă descoperite, așa că a lăsat în tabelul său pentru ele. locuri libere.

Legea periodică, afișată ca tabel periodic, este împărțită orizontal în șapte perioade. Denumirile primei, a doua și a treia perioade coincid cu aceleași numere romane ale rândurilor: I, II, III. Perioadele patru, cinci și șase sunt împărțite în rânduri pare și impare, identificate cu cifre romane: IV, V, VI, VII, VIII și IX. Și a șaptea perioadă coincide cu rândul X. Pe verticală, în optsprezece coloane sau coloane, toate elementele sunt distribuite în opt grupuri. Fiecare grupă, de la prima până la a șaptea, este împărțită în două coloane, reprezentând subgrupurile principale și secundare. Al optulea grup este format din patru subgrupe. În plus, două celule din al treilea grup - lantan și actiniu - ascund rânduri numite lantanide (de la 58 la 71 de numere) și, respectiv, actinide (de la 90 la 103 de numere).

În prima perioadă există doar doi reprezentanți: hidrogen și heliu. Al doilea și al treilea includ câte opt elemente chimice. Perioadele a patra, a cincea și a șasea sunt lungi, deoarece fiecare conține optsprezece elemente vizibile, ele sunt distribuite în acest fel: rândurile pare conțin zece, iar cele impare doar opt. Dar dacă luăm în considerare lantanidele, atunci a șasea perioadă conține treizeci și două de elemente chimice, inclusiv paisprezece ascunse. A șaptea perioadă este și ea lungă, are optsprezece, patru dintre ele sunt vizibile și paisprezece (actinide) sunt ascunse. Elementele rândurilor impare ale perioadelor a patra, a cincea și a șasea aparțin subgrupurilor secundare (b), iar rândurile pare sunt incluse în subgrupele principale (a), împreună cu cele aparținând primei, a doua, a treia și a șaptea perioade.

Legea periodică prevede că toate elementele dintr-un grup au asemănări semnificative între ele și sunt semnificativ diferite de cele din alte grupuri. De exemplu, grupa Ia, cu excepția hidrogenului, conține metale cu o valență chimică de plus 1, în timp ce în grupa VIIa, cu excepția astatinului, toate elementele sunt nemetale, care în compuși au de obicei o valență de minus 1. . Astăzi legea periodică apare nu numai tabel. Nu are o expresie matematică, dar există sub forma unei afirmații conform căreia proprietățile oricărui element chimic, precum și proprietățile tuturor și compuși complecși, dintre care este inclus, au o dependență periodică de valoarea taxei

Termenul de periodicitate a fost propus pentru prima dată de D.I Mendeleev, în ciuda faptului că au existat încercări anterioare ale oamenilor de știință din diferite țări clasifică cumva cunoscutele Dar el a observat că atunci când le aranjează în ordinea maselor atomice crescătoare, proprietățile fiecărui al optulea element seamănă cu proprietățile primului. În 1869, prima versiune a tabelului (la acea vreme se cunoșteau doar 60 de elemente) era încă foarte diferită de aspect modern, afișând clar legea periodică. De-a lungul timpului, a suferit anumite modificări, care au constat în adăugarea unor elemente chimice noi, descoperite ulterior. Dar acest lucru nu numai că nu a distrus ideea periodicității proprietăților atomi chimici, după care s-a ghidat, fiecare dintre ei a confirmat legea formulată de omul nostru de știință.

Legea periodică descoperită de oamenii de știință ruși și legea creată pe baza ei au devenit fundamentul de încredere al chimiei moderne. Datorită acestui fapt, Mendeleev a corectat masele unor atomi și a prezis existența în natură a trei elemente încă nedescoperite, care au găsit ulterior confirmare experimentală, și au fost descoperite galiu, scandiu și germaniu. Toate acestea au dus la acceptarea universală a sistemului periodic. Importanța legii periodice nu poate fi supraestimată, deoarece această descoperire a avut o mare importanță în dezvoltarea chimiei.