Prawo okresowe i układ okresowy pierwiastków chemicznych Mendelejewa. Prawo okresowe i układ okresowy. Wzór matematyczny prawa okresowego Mendelejewa

ODKRYCIE PRAWA OKRESOWEGO

Prawo okresowości odkrył D.I. Mendelejew podczas pracy nad tekstem podręcznika „Podstawy chemii”, gdy napotkał trudności w usystematyzowaniu materiału faktograficznego. W połowie lutego 1869 roku, zastanawiając się nad strukturą podręcznika, uczony stopniowo doszedł do wniosku, że właściwości prostych substancji i masy atomowe pierwiastków są powiązane pewnym wzorem.

Odkrycie układu okresowego pierwiastków nie było dziełem przypadku, było wynikiem ogromnej, długiej i żmudnej pracy, jaką wykonał sam Dmitrij Iwanowicz oraz wielu chemików spośród jego poprzedników i współczesnych. „Kiedy zacząłem finalizować moją klasyfikację pierwiastków, zapisałem na osobnych kartkach każdy pierwiastek i jego związki, a następnie układając je w kolejności grup i szeregów, otrzymałem pierwszą wizualną tablicę prawa okresowego. Ale to był dopiero końcowy akord, wynik całej dotychczasowej pracy…” – powiedział naukowiec. Mendelejew podkreślał, że jego odkrycie było wynikiem dwudziestu lat myślenia o związkach między elementami, myślenia o związkach elementów ze wszystkich stron.

W dniu 17 lutego (1 marca) ukończono i przesłano do prasy rękopis artykułu, zawierający tabelę zatytułowaną „Eksperyment z układem pierwiastków w oparciu o ich masy atomowe i podobieństwa chemiczne”. „17 lutego 1869.” O odkryciu Mendelejewa poinformował redaktor Rosyjskiego Towarzystwa Chemicznego, profesor N.A. Menshutkin, na posiedzeniu towarzystwa w dniu 22 lutego (6 marca) 1869 r. Sam Mendelejew nie był obecny na tym spotkaniu, gdyż w tym czasie: na polecenie Wolnego Towarzystwa Ekonomicznego zbadał fabryki sera Twerska i obwody nowogrodzkie.

W pierwszej wersji systemu elementy zostały przez naukowca ułożone w dziewiętnastu poziomych rzędach i sześciu pionowych kolumnach. 17 lutego (1 marca) odkrycie prawa okresowego bynajmniej się nie zakończyło, a wręcz rozpoczęło. Dmitrij Iwanowicz kontynuował rozwój i pogłębianie przez prawie trzy lata. W 1870 r. Mendelejew opublikował w „Podstawach chemii” („Naturalny układ pierwiastków”) drugą wersję tego systemu: poziome kolumny elementów analogowych zamienione w osiem pionowo ułożonych grup; sześć pionowych kolumn pierwszej wersji stało się okresami zaczynającymi się od metalu alkalicznego i kończącymi na halogenie. Każdy okres został podzielony na dwie serie; elementy różnych serii zawarte w grupie utworzyły podgrupy.

Istotą odkrycia Mendelejewa było to, że wraz ze wzrostem masy atomowej pierwiastków chemicznych ich właściwości nie zmieniają się monotonicznie, ale okresowo. Po określonej liczbie pierwiastków o różnych właściwościach, ułożonych według rosnącej masy atomowej, właściwości zaczynają się powtarzać. Różnica między pracą Mendelejewa a twórczością jego poprzedników polegała na tym, że Mendelejew miał nie jedną podstawę klasyfikacji pierwiastków, ale dwie - masę atomową i podobieństwo chemiczne. Aby w pełni zaobserwować okresowość, Mendelejew skorygował masy atomowe niektórych pierwiastków, umieścił w swoim systemie kilka pierwiastków wbrew przyjętym wówczas poglądom na temat ich podobieństwa do innych i pozostawił w tabeli puste komórki, w których znajdowały się pierwiastki jeszcze nie odkryte powinien był zostać umieszczony.

Na podstawie tych prac Mendelejew w 1871 r. sformułował Prawo Okresowości, którego forma z biegiem czasu została nieco udoskonalona.

Układ okresowy pierwiastków miał ogromny wpływ na dalszy rozwój chemii. Była to nie tylko pierwsza naturalna klasyfikacja pierwiastków chemicznych, pokazująca, że ​​tworzą one harmonijny układ i pozostają ze sobą w ścisłym związku, ale była także potężnym narzędziem do dalszych badań. W czasie, gdy Mendelejew sporządzał swoją tabelę w oparciu o odkryte przez siebie prawo okresowości, wiele pierwiastków było jeszcze nieznanych. Mendelejew był nie tylko przekonany, że muszą istnieć nieznane dotąd pierwiastki, które wypełnią te przestrzenie, ale także z góry przewidział właściwości takich pierwiastków na podstawie ich położenia wśród innych elementów układu okresowego. W ciągu następnych 15 lat przewidywania Mendelejewa znakomicie się potwierdziły; odkryto wszystkie trzy oczekiwane pierwiastki (Ga, Sc, Ge), co było największym triumfem prawa okresowości.

DI. Mendelejew przedstawił manuskrypt „Doświadczenie układu pierwiastków w oparciu o ich masę atomową i podobieństwo chemiczne” // Biblioteka Prezydencka // Dzień w historii http://www.prlib.ru/History/Pages/Item.aspx?itemid=1006

ROSYJSKIE TOWARZYSTWO CHEMICZNE

Rosyjskie Towarzystwo Chemiczne jest organizacją naukową założoną na Uniwersytecie w Petersburgu w 1868 roku i było dobrowolnym stowarzyszeniem rosyjskich chemików.

O potrzebie powołania Towarzystwa ogłoszono na I Zjeździe Przyrodników i Lekarzy Rosyjskich, który odbył się w Petersburgu na przełomie grudnia 1867 r. – na początku stycznia 1868 r. Na Zjeździe ogłoszono decyzję uczestników Sekcji Chemicznej :

„Sekcja Chemiczna wyraziła jednomyślną chęć zjednoczenia się w Towarzystwie Chemicznym w celu komunikacji istniejących już sił rosyjskich chemików. Sekcja uważa, że ​​stowarzyszenie to będzie miało członków we wszystkich miastach Rosji i że jego publikacja będzie obejmować prace wszystkich rosyjskich chemików, opublikowane w języku rosyjskim.

W tym czasie towarzystwa chemiczne powstały już w kilku krajach europejskich: Londyńskie Towarzystwo Chemiczne (1841), Francuskie Towarzystwo Chemiczne (1857), Niemieckie Towarzystwo Chemiczne (1867); Amerykańskie Towarzystwo Chemiczne zostało założone w 1876 roku.

Statut Rosyjskiego Towarzystwa Chemicznego, opracowany głównie przez D.I. Mendelejewa, został zatwierdzony przez Ministerstwo Oświaty Publicznej 26 października 1868 r., a pierwsze zebranie Towarzystwa odbyło się 6 listopada 1868 r. Początkowo liczyło 35 chemików z Petersburg, Kazań, Moskwa, Warszawa, Kijów, Charków i Odessa. N. N. Zinin został pierwszym prezesem Rosyjskiego Towarzystwa Kulturalnego, a N. A. Menshutkin został sekretarzem. Członkowie towarzystwa opłacali składki członkowskie (10 rubli rocznie), nowych członków przyjmowano jedynie z rekomendacji trzech dotychczasowych. W pierwszym roku istnienia RCS liczba członków wzrosła z 35 do 60, a w kolejnych latach liczba członków wzrosła płynnie (129 w 1879 r., 237 w 1889 r., 293 w 1899 r., 364 w 1909 r., 565 w 1917 r.).

W 1869 r. Rosyjskie Towarzystwo Chemiczne nabyło własne drukowane organy - Dziennik Rosyjskiego Towarzystwa Chemicznego (ZHRKhO); Magazyn ukazywał się 9 razy w roku (co miesiąc, z wyjątkiem miesięcy letnich). Redaktorem ZhRKhO od 1869 do 1900 był N. A. Menshutkin, a od 1901 do 1930 - A. E. Favorsky.

W 1878 roku Rosyjskie Towarzystwo Chemiczne połączyło się z Rosyjskim Towarzystwem Fizycznym (założonym w 1872 roku), tworząc Rosyjskie Towarzystwo Fizyko-Chemiczne. Pierwszymi prezesami Rosyjskiego Federalnego Towarzystwa Chemicznego byli A. M. Butlerow (w latach 1878–1882) i D. I. Mendelejew (w latach 1883–1887). W związku z zjednoczeniem w 1879 r. (od tomu 11) „Dziennik Rosyjskiego Towarzystwa Chemicznego” przemianowano na „Dziennik Rosyjskiego Towarzystwa Fizyko-Chemicznego”. Częstotliwość wydawnicza wynosiła 10 numerów rocznie; Magazyn składał się z dwóch części – chemicznej (ZhRKhO) i fizycznej (ZhRFO).

Wiele dzieł klasyków chemii rosyjskiej zostało po raz pierwszy opublikowanych na łamach ZhRKhO. Szczególnie możemy zwrócić uwagę na prace D. I. Mendelejewa nad stworzeniem i rozwojem układu okresowego pierwiastków oraz A. M. Butlerowa, związane z rozwojem jego teorii struktury związków organicznych; badania N. A. Menshutkina, D. P. Konovalova, N. S. Kurnakowa, L. A. Chugaeva w dziedzinie chemii nieorganicznej i fizycznej; V. V. Markovnikov, E. E. Vagner, A. M. Zaitsev, S. N. Reformatsky, A. E. Favorsky, N. D. Zelinsky, S. V. Lebedev i A. E. Arbuzov w dziedzinie chemii organicznej. W latach 1869–1930 opublikowano w ZhRKhO 5067 oryginalnych prac chemicznych, publikowano streszczenia i artykuły poglądowe dotyczące wybranych zagadnień chemii, a także tłumaczenia najciekawszych prac z czasopism zagranicznych.

RFCS został założycielem Kongresów Mendelejewa na temat chemii ogólnej i stosowanej; Pierwsze trzy kongresy odbyły się w Petersburgu w latach 1907, 1911 i 1922. W 1919 r. zawieszono wydawanie ZHRFKhO, wznowiono je dopiero w 1924 r.

Zatwierdzenie teorii atomowo-molekularnej na przełomie XVIII i XIX w. towarzyszył szybki wzrost liczby znanych pierwiastków chemicznych. Dopiero w pierwszej dekadzie XIX w. Odkryto 14 nowych pierwiastków. Angielski chemik G. Davy (1778–1829) za pomocą elektrolizy otrzymał w ciągu jednego roku sześć nowych pierwiastków – sód, potas, magnez, wapń, stront i bar. Do 1830 roku liczba znanych pierwiastków osiągnęła 55.

Istnienie tak wielu pierwiastków o bardzo różnorodnych właściwościach zaskoczyło chemików i wymagało usystematyzowania pierwiastków. Niektórzy naukowcy, zauważając podobieństwa kilku pierwiastków, połączyli je w osobne grupy, nie ustalono jednak przyczyn zauważalnej zmiany właściwości. Okresowe prawo pierwiastków chemicznych- podstawowe prawo natury - odkrył wielki rosyjski chemik D.I. Mendelejewa w 1869 r. w wyniku usystematyzowania pierwiastków chemicznych w zależności od ich mas atomowych: właściwości ciał prostych oraz formy i właściwości związków pierwiastków okresowo zależą od mas atomowych pierwiastków.

Mimo ogromnego znaczenia odkrycia Mendelejewa stanowiło ono jedynie genialne empiryczne uogólnienie faktów, a ich fizyczne znaczenie przez długi czas pozostawało niejasne. Powodem było to, że w XIX w. nie było zrozumienia złożonej struktury atomu. Sam Mendelejew napisał przy tej okazji: „Okresowa zmienność ciał prostych i złożonych podlega jakiemuś wyższemu prawu, którego natury, a zwłaszcza przyczyny, nadal nie da się zrozumieć, najprawdopodobniej leży w fundamencie zasady mechaniki wewnętrznej atomów i cząstek.”

Dane dotyczące budowy jądra atomowego i rozkładu elektronów w atomach pozwalają na świeże spojrzenie na prawo okresowości, które we współczesnym sformułowaniu stwierdza: właściwości prostych substancji, a także formy i właściwości związków pierwiastków okresowo zależą od ładunku jądra atomowego (liczba porządkowa).

To sformułowanie prawa nie jest sprzeczne ze sformułowaniem podanym przez Mendelejewa. Opiera się wyłącznie na nowych danych, które nadają prawu ważność fizyczną i potwierdzają jego poprawność. Przykładami ilustrującymi przejaw okresowego prawa pierwiastków chemicznych może być okresowa zależność gęstości prostych substancji w stanie stałym od liczby atomowej pierwiastka (ładunek jądrowy) lub takie cechy atomu, jak jego wielkość, energia jonizacji , elektroujemność, stopień utlenienia, które mają okresową zależność od ładunku jądro atomowe ( Ryż. 4.3).

Tabelaryczna forma przedstawienia prawa okresowego to układ okresowy pierwiastków chemicznych, opracowany przez Mendelejewa w latach 1869–1871.

Ryż. 4.3.Zależność gęstości substancji prostych w stanie stałym od liczby atomowej.

W układzie okresowym pierwiastków chemicznych wszystkie znane obecnie pierwiastki chemiczne ułożone są w kolejności rosnącej według ładunków ich jąder atomowych, liczbowo równych numerowi seryjnemu pierwiastka, i tworzą 7 poziomych okresów, z których każdy, z wyjątkiem pierwszy zaczyna się od metalu alkalicznego i kończy na gazie obojętnym, a siódmy okres jest niekompletny. Pierwsze trzy okresy składające się z jednego rzędu nazywane są małymi, pozostałe - dużymi.

Pionowo pierwiastki chemiczne ułożone są w 8 pionowych grup kolumn, a każda grupa jest podzielona na dwie podgrupy - główną, składającą się z elementów drugiego i trzeciego okresu oraz podobnych elementów dużych okresów, oraz drugorzędną, składającą się z metale o dużych okresach. Oddzielnie na dole tabeli znajdują się pierwiastki o numerach seryjnych 58–71, zwane lantanowcami, oraz elementy o numerach seryjnych 90–103, zwane aktynowcami. W każdej komórce układu okresowego pierwiastków chemicznych, oprócz nazwy pierwiastka i jego numeru seryjnego, podana jest wartość względnej masy atomowej pierwiastka oraz pokazany jest rozkład elektronów według poziomów energii ( Ryż. 4.4).

Ryż. 4.4. Fragment układu okresowego pierwiastków chemicznych.

Na podstawie prawa okresowego pierwiastków chemicznych oraz układu okresowego Mendelejew doszedł do wniosku o istnieniu nowych pierwiastków, których właściwości szczegółowo opisał i nadał im umowne nazwy - ekaboron, ekaglin i ekakrzem. Przewidywania Mendelejewa zostały znakomicie potwierdzone - wszystkie trzy pierwiastki zostały odkryte i otrzymały nazwy krajów, w których dokonano odkryć i znaleziono minerały zawierające te pierwiastki: gal,skand,german. W ten sposób Mendelejew przeprowadził błyskotliwą analizę teoretyczną ogromnej liczby danych eksperymentalnych, zsyntetyzował swoje wyniki w postaci ogólnego prawa i na tej podstawie dokonał przewidywań, które wkrótce zostały potwierdzone eksperymentalnie. Praca ta jest klasycznym przykładem naukowego podejścia do zrozumienia otaczającego nas świata.

Okresowe prawo pierwiastków chemicznych jest podstawowym prawem natury, które ustala okresowość zmian właściwości pierwiastków chemicznych w miarę wzrostu ładunków jąder ich atomów. Za datę odkrycia prawa uważa się 1 marca (17 lutego, stary styl) 1869 r., kiedy D. I. Mendelejew zakończył opracowywanie „Doświadczenia układu pierwiastków na podstawie ich masy atomowej i podobieństwa chemicznego”. Naukowiec po raz pierwszy użył terminu „prawo okresowości” („prawo okresowości”) pod koniec 1870 r. Według Mendelejewa „trzy rodzaje danych” przyczyniły się do odkrycia prawa okresowości. Po pierwsze, obecność wystarczająco dużej liczby znanych elementów (63); po drugie, zadowalająca znajomość właściwości większości z nich; po trzecie, fakt, że masy atomowe wielu pierwiastków zostały określone z dużą dokładnością, dzięki czemu pierwiastki chemiczne można było ułożyć w naturalny szereg zgodnie ze wzrostem ich mas atomowych. Mendelejew uważał, że decydującym warunkiem odkrycia prawa jest porównanie wszystkich pierwiastków według ich mas atomowych (wcześniej porównywano tylko pierwiastki podobne chemicznie).

Klasyczne sformułowanie prawa okresowości, podane przez Mendelejewa w lipcu 1871 r., głosiło: „Właściwości pierwiastków, a zatem właściwości prostych i złożonych ciał, które tworzą, są okresowo zależne od ich masy atomowej”. To sformułowanie obowiązywało przez ponad 40 lat, ale prawo okresowe pozostało jedynie stwierdzeniem faktów i nie miało podstaw fizycznych. Stało się to możliwe dopiero w połowie lat 1910-tych, kiedy opracowano nuklearny, planetarny model atomu (patrz Atom) i ustalono, że numer seryjny pierwiastka w układzie okresowym jest liczbowo równy ładunkowi jądra jego atom. W rezultacie możliwe stało się fizyczne sformułowanie prawa okresowości: „Właściwości pierwiastków oraz prostych i złożonych substancji, które tworzą, są okresowo zależne od wielkości ładunków jąder (Z) ich atomów”. Jest nadal szeroko stosowany. Istotę prawa okresowości można wyrazić innymi słowami: „Konfiguracje zewnętrznych powłok elektronowych atomów powtarzają się okresowo wraz ze wzrostem Z”; Jest to swego rodzaju „elektroniczne” formułowanie prawa.

Istotną cechą prawa okresowego jest to, że w przeciwieństwie do niektórych innych podstawowych praw natury (na przykład prawa powszechnego ciążenia lub prawa równoważności masy i energii) nie ma ono wyrazu ilościowego, to znaczy nie może być zapisane w formie dowolnego wzoru lub równania matematycznego. Tymczasem sam Mendelejew i inni naukowcy próbowali znaleźć matematyczny wyraz tego prawa. W formie wzorów i równań można ilościowo wyrazić różne wzorce konstruowania konfiguracji elektronicznych atomów w zależności od wartości głównej i orbitalnej liczby kwantowej. Jeśli chodzi o prawo okresowości, ma ono wyraźne odzwierciedlenie graficzne w postaci okresowego układu pierwiastków chemicznych, reprezentowanego głównie przez różnego rodzaju tablice.

Prawo okresowości jest prawem uniwersalnym dla całego Wszechświata, objawiającym się wszędzie tam, gdzie istnieją struktury materialne typu atomowego. Jednak nie tylko konfiguracje atomów zmieniają się okresowo wraz ze wzrostem Z. Okazało się, że budowa i właściwości jąder atomowych także ulegają okresowym zmianom, chociaż sam charakter tej okresowej zmiany jest tu znacznie bardziej skomplikowany niż w przypadku atomów: w jądrach dochodzi do regularnego tworzenia się powłok protonowych i neutronowych. Jądra, w których te powłoki są wypełnione (zawierają 2, 8, 20, 50, 82, 126 protonów lub neutronów) nazywane są „magicznymi” i uważane są za swego rodzaju granice okresów układu okresowego jąder atomowych.

Prawo okresowe D.I. Mendelejewa.

Właściwości pierwiastków chemicznych, a co za tym idzie właściwości prostych i złożonych ciał, które tworzą, są okresowo zależne od wielkości masy atomowej.

Fizyczne znaczenie prawa okresowości.

Fizyczne znaczenie prawa okresowości polega na okresowej zmianie właściwości pierwiastków, w wyniku okresowego powtarzania się e-tych powłok atomów, przy stałym wzroście n.

Nowoczesne sformułowanie PZ Mendelejewa.

Właściwości pierwiastków chemicznych, a także właściwości utworzonych przez nie prostych lub złożonych substancji, okresowo zależą od wielkości ładunku jąder ich atomów.

Układ okresowy pierwiastków.

Układ okresowy to system klasyfikacji pierwiastków chemicznych stworzony na podstawie prawa okresowości. Układ okresowy ustala relacje między pierwiastkami chemicznymi, odzwierciedlając ich podobieństwa i różnice.

Układ okresowy (istnieją dwa rodzaje: krótki i długi) pierwiastków.

Układ okresowy pierwiastków jest graficznym przedstawieniem układu okresowego pierwiastków, składa się z 7 okresów i 8 grup.

Pytanie 10

Układ okresowy i budowa powłok elektronowych atomów pierwiastków.

Później odkryto, że nie tylko numer seryjny elementu ma głębokie znaczenie fizyczne, ale także inne omówione wcześniej pojęcia również stopniowo nabywały znaczenie fizyczne. Na przykład numer grupy, wskazujący najwyższą wartościowość pierwiastka, ujawnia w ten sposób maksymalną liczbę elektronów w atomie danego pierwiastka, które mogą uczestniczyć w tworzeniu wiązania chemicznego.

Numer okresu okazał się z kolei powiązany z liczbą poziomów energii występujących w powłoce elektronowej atomu pierwiastka danego okresu.

I tak np. „współrzędne” cyny Sn (numer seryjny 50, okres 5, główna podgrupa grupy IV) oznaczają, że w atomie cyny znajduje się 50 elektronów, są one rozłożone na 5 poziomach energetycznych, tylko 4 elektrony to wartościowość .

Fizyczny sens znajdowania elementów w podgrupach różnych kategorii jest niezwykle ważny. Okazuje się, że dla elementów znajdujących się w podgrupach kategorii I, kolejny (ostatni) elektron znajduje się na podpoziom s poziom zewnętrzny. Elementy te należą do rodziny elektroniki. W przypadku atomów pierwiastków znajdujących się w podgrupach kategorii II następny elektron znajduje się na podpoziom p poziom zewnętrzny. Są to elementy rodziny elektronów „p”. Zatem kolejny 50. elektron w atomach cyny znajduje się na podpoziomie p zewnętrznego, czyli 5. poziomie energetycznym.

W przypadku atomów pierwiastków podgrup kategorii III następny elektron znajduje się na poziom d, ale już na poziomie zewnętrznym są to elementy rodziny elektroniki „d”. W atomach lantanowców i aktynowców następny elektron znajduje się na podpoziomie f, przed poziomem zewnętrznym. Są to elementy rodziny elektronicznej "F".

Nie jest zatem przypadkiem, że numery podgrup tych 4 kategorii wymienionych powyżej, czyli 2-6-10-14, pokrywają się z maksymalną liczbą elektronów w podpoziomach s-p-d-f.

Okazuje się jednak, że można rozwiązać kwestię kolejności wypełniania powłoki elektronowej i wyprowadzić wzór elektroniczny dla atomu dowolnego pierwiastka na podstawie układu okresowego, który z wystarczającą przejrzystością wskazuje poziom i podpoziom każdego kolejny elektron. Układ okresowy wskazuje także rozmieszczenie pierwiastków jeden po drugim na okresy, grupy, podgrupy oraz rozkład ich elektronów pomiędzy poziomami i podpoziomami, ponieważ każdy pierwiastek ma swój własny, charakteryzujący jego ostatni elektron. Jako przykład przyjrzyjmy się zestawieniu elektronicznego wzoru na atom pierwiastka cyrkonu (Zr). Układ okresowy podaje wskaźniki i „współrzędne” tego pierwiastka: numer kolejny 40, okres 5, grupa IV, podgrupa wtórna. Pierwsze wnioski: a) w sumie jest 40 elektronów, b) tych 40 elektronów jest rozmieszczonych na pięciu poziomach energetycznych; c) z 40 elektronów tylko 4 to wartościowość, d) kolejny 40-ty elektron wszedł na podpoziom d przed zewnętrznym, tj. czwartym poziomem energetycznym. Podobne wnioski można wyciągnąć w odniesieniu do każdego z 39 pierwiastków poprzedzających cyrkon, tylko wskaźniki i za każdym razem współrzędne będą inne.

DI. Mendelejew sformułował Prawo Okresowości w 1869 r., które opierało się na jednej z najważniejszych cech atomu – masie atomowej. Późniejszy rozwój prawa okresowego, a mianowicie pozyskanie dużej ilości danych eksperymentalnych, nieco zmienił pierwotne sformułowanie prawa, ale zmiany te nie są sprzeczne z głównym znaczeniem określonym przez D.I. Mendelejew. Zmiany te jedynie nadały prawu i Urzędowi Okresowemu ważność naukową i potwierdzenie poprawności.

Nowoczesne sformułowanie prawa okresowości przez D.I. Mendelejew jest następujący: właściwości pierwiastków chemicznych, a także właściwości i formy związków pierwiastków są okresowo zależne od wielkości ładunku jąder ich atomów.

Struktura układu okresowego pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejew

Obecnie istnieje wiele interpretacji układu okresowego, ale najpopularniejsza dotyczy krótkich (małych) i długich (dużych) okresów. Poziome rzędy nazywane są okresami (zawierają elementy o sekwencyjnym wypełnieniu o tym samym poziomie energii), a pionowe kolumny nazywane są grupami (zawierają pierwiastki, które mają tę samą liczbę elektronów walencyjnych - analogi chemiczne). Ponadto wszystkie elementy można podzielić na bloki w zależności od rodzaju orbitalu zewnętrznego (walencyjnego): elementy s-, p-, d-, f.

W układzie jest łącznie 7 okresów (tabela), a liczba okresów (oznaczona cyfrą arabską) jest równa liczbie warstw elektronowych w atomie pierwiastka, liczbie warstw zewnętrznych (wartościowości) poziom energii oraz wartość głównej liczby kwantowej dla najwyższego poziomu energii. Każdy okres (z wyjątkiem pierwszego) rozpoczyna się od pierwiastka s - aktywnego metalu alkalicznego i kończy się gazem obojętnym, poprzedzonym pierwiastkiem p - aktywnym niemetalem (halogenem). Jeśli przejdziesz przez okres od lewej do prawej, to wraz ze wzrostem ładunku jąder atomów pierwiastków chemicznych małych okresów liczba elektronów na poziomie energii zewnętrznej wzrośnie, w wyniku czego właściwości pierwiastki zmieniają się - od typowo metalicznych (ponieważ na początku okresu występuje aktywny metal alkaliczny), poprzez amfoteryczne (pierwiastek wykazuje właściwości zarówno metali, jak i niemetali) do niemetalicznych (aktywny niemetal jest halogen na koniec okresu), tj. właściwości metaliczne stopniowo słabną, a właściwości niemetaliczne rosną.

W dużych okresach, wraz ze wzrostem ładunku jąder, wypełnienie elektronów jest trudniejsze, co wyjaśnia bardziej złożoną zmianę właściwości pierwiastków w porównaniu z elementami o małych okresach. Zatem w równych rzędach długich okresów, w miarę wzrostu ładunku jądra, liczba elektronów na zewnętrznym poziomie energii pozostaje stała i równa 2 lub 1. Dlatego też, podczas gdy poziom obok zewnętrznego (drugi od zewnątrz) jest wypełniony elektronami, właściwości pierwiastków w rzędach parzystych zmieniają się powoli. Po przejściu do szeregu nieparzystego, wraz ze wzrostem ładunku jądrowego, wzrasta liczba elektronów na poziomie energii zewnętrznej (od 1 do 8), właściwości pierwiastków zmieniają się w taki sam sposób, jak w małych okresach.

Pionowe kolumny układu okresowego to grupy pierwiastków o podobnych strukturach elektronowych i będących analogami chemicznymi. Grupy oznaczono cyframi rzymskimi od I do VIII. Istnieją podgrupy główne (A) i drugorzędne (B), z których pierwsza zawiera elementy s i p, druga - elementy d.

Liczba A podgrupy pokazuje liczbę elektronów na zewnętrznym poziomie energii (liczba elektronów walencyjnych). W przypadku pierwiastków podgrupy B nie ma bezpośredniego związku między numerem grupy a liczbą elektronów na zewnętrznym poziomie energii. W podgrupach A właściwości metaliczne pierwiastków rosną, a właściwości niemetaliczne maleją wraz ze wzrostem ładunku jądra atomu pierwiastka.

Istnieje związek pomiędzy położeniem pierwiastków w układzie okresowym a budową ich atomów:

- atomy wszystkich pierwiastków tego samego okresu mają jednakową liczbę poziomów energetycznych, częściowo lub całkowicie wypełnionych elektronami;

- atomy wszystkich pierwiastków podgrupy A mają jednakową liczbę elektronów na zewnętrznym poziomie energii.

Okresowe właściwości pierwiastków

Podobieństwo właściwości fizykochemicznych i chemicznych atomów wynika z podobieństwa ich konfiguracji elektronowych, a główną rolę odgrywa rozkład elektronów na zewnętrznym orbicie atomowym. Przejawia się to w okresowym pojawianiu się, w miarę wzrostu ładunku jądra atomowego, pierwiastków o podobnych właściwościach. Właściwości takie nazywane są okresowymi, wśród których najważniejsze to:

1. Liczba elektronów w zewnętrznej powłoce elektronowej ( populacja – w). W krótkich okresach wraz ze wzrostem ładunku jądrowego w zewnętrzna powłoka elektronowa wzrasta monotonicznie od 1 do 2 (1. okres), od 1 do 8 (2. i 3. okres). W dużych okresach podczas pierwszych 12 elementów w nie przekracza 2, a następnie do 8.

2. Promienie atomowe i jonowe(r), zdefiniowany jako średni promień atomu lub jonu, ustalony na podstawie danych eksperymentalnych dotyczących odległości międzyatomowych w różnych związkach. W zależności od okresu promień atomu maleje (stopniowe dodawanie elektronów opisywane jest przez orbitale o prawie jednakowych charakterystykach; według grupy promień atomu rośnie wraz ze wzrostem liczby warstw elektronowych (rys. 1.).

Ryż. 1. Okresowa zmiana promienia atomowego

Te same wzorce obserwuje się dla promienia jonowego. Należy zauważyć, że promień jonowy kationu (jonu naładowanego dodatnio) jest większy niż promień atomowy, który z kolei jest większy niż promień jonowy anionu (jonu naładowanego ujemnie).

3. Energia jonizacji(E i) to ilość energii potrzebna do usunięcia elektronu z atomu, tj. energia potrzebna do przekształcenia neutralnego atomu w dodatnio naładowany jon (kation).

mi 0 - → mi + + mi i

E i jest mierzony w elektronowoltach (eV) na atom. W grupie układu okresowego wartości energii jonizacji atomów maleją wraz ze wzrostem ładunków jąder atomowych pierwiastków. Wszystkie elektrony można sekwencyjnie usuwać z atomów pierwiastków chemicznych, zgłaszając dyskretne wartości E i. Ponadto E i 1< Е и 2 < Е и 3 <….Энергии ионизации отражают дискретность структуры электронных слоев и оболочек атомов химических элементов.

4. Powinowactwo elektronowe(E e) – ilość energii wydzielonej w wyniku dodania dodatkowego elektronu do atomu, tj. energia procesowa

mi 0 + → mi —

E e jest również wyrażane w eV i podobnie jak E zależy od promienia atomu, dlatego charakter zmiany E e w okresach i grupach Układu Okresowego jest zbliżony do charakteru zmiany promienia atomu . Pierwiastki p grupy VII mają najwyższe powinowactwo elektronowe.

5. Aktywność regeneracyjna(VA) – zdolność atomu do oddania elektronu innemu atomowi. Miara ilościowa – E i. Jeśli E wzrasta, wówczas BA maleje i odwrotnie.

6. Aktywność oksydacyjna(OA) – zdolność atomu do przyłączenia elektronu z innego atomu. Miara ilościowa E e. Jeśli E e wzrasta, wówczas OA również wzrasta i odwrotnie.

7. Efekt ekranowania– zmniejszenie wpływu dodatniego ładunku jądra na dany elektron w wyniku obecności innych elektronów pomiędzy nim a jądrem. Ekranowanie zwiększa się wraz z liczbą warstw elektronów w atomie i zmniejsza przyciąganie elektronów zewnętrznych do jądra. Przeciwieństwo ekranowania efekt penetracji, ze względu na fakt, że elektron może znajdować się w dowolnym punkcie przestrzeni atomowej. Efekt penetracji zwiększa siłę wiązania między elektronem a jądrem.

8. Stan utlenienia (liczba utlenienia)– urojony ładunek atomu pierwiastka w związku, który wyznacza się na podstawie założenia o budowie jonowej substancji. Numer grupy układu okresowego wskazuje na najwyższy dodatni stopień utlenienia, jaki mogą mieć pierwiastki danej grupy w swoich związkach. Wyjątkiem są metale z podgrupy miedzi, tlen, fluor, brom, metale z rodziny żelaza i inne pierwiastki z grupy VIII. Wraz ze wzrostem ładunku jądrowego w pewnym okresie wzrasta maksymalny dodatni stopień utlenienia.

9. Elektroujemność, skład wyższych związków wodoru i tlenu, właściwości termodynamiczne, elektrolityczne itp.

Przykłady rozwiązywania problemów

PRZYKŁAD 1