Alkemistit yrittivät myös löytää luonnonlain, jonka perusteella olisi mahdollista systematisoida kemiallisia alkuaineita. Mutta heiltä puuttui luotettavaa ja yksityiskohtaista tietoa elementeistä. 1800-luvun puoliväliin mennessä. Tieto kemiallisista alkuaineista tuli riittäväksi ja alkuaineiden määrä lisääntyi niin paljon, että tieteessä syntyi luonnollinen tarve luokitella ne. Ensimmäiset yritykset luokitella elementtejä metalleihin ja ei-metalleihin osoittautuivat epäonnistuneiksi. D.I. Mendelejevin edeltäjät (I.V. Debereiner, J.A. Newlands, L.Yu. Meyer) tekivät paljon valmistautuakseen jaksollisen lain löytämiseen, mutta eivät kyenneet ymmärtämään totuutta. Dmitri Ivanovich loi yhteyden alkuaineiden massan ja niiden ominaisuuksien välille.

Dmitri Ivanovich syntyi Tobolskissa. Hän oli perheen seitsemästoista lapsi. Valmistuttuaan lukiosta kotikaupungissaan Dmitri Ivanovitš astui Pietarin pedagogiseen pääinstituuttiin, minkä jälkeen hän lähti kahden vuoden tieteelliselle matkalle ulkomaille kultamitalilla. Palattuaan hänet kutsuttiin Pietarin yliopistoon. Kun Mendelejev alkoi pitää kemian luentoja, hän ei löytänyt mitään, mitä voisi suositella opiskelijoille opetusapuvälineeksi. Ja hän päätti kirjoittaa uuden kirjan - "Kemian perusteet".

Jaksottaisen lain löytämistä edelsi 15 vuoden kova työ. 1. maaliskuuta 1869 Dmitri Ivanovitš suunnitteli lähtevänsä Pietarista provinsseihin liikeasioissa.

Jaksollinen laki löydettiin atomin ominaisuuden - suhteellisen atomimassan - perusteella .

Mendelejev järjesti kemialliset alkuaineet kasvavaan järjestykseen niiden atomimassan mukaan ja huomasi, että alkuaineiden ominaisuudet toistuvat tietyn ajanjakson jälkeen - jakson, Dmitri Ivanovitš järjesti jaksot peräkkäin, niin että samanlaiset elementit sijaitsivat toistensa alla - samalla pystysuoralla, joten jaksollinen järjestelmä rakennettiin elementtejä.

1. maaliskuuta 1869 D.I.:n jaksollisen lain muotoilu Mendelejev.

Yksinkertaisten aineiden ominaisuudet sekä alkuaineyhdisteiden muodot ja ominaisuudet ovat ajoittain riippuvaisia ​​alkuaineiden atomipainoista.

Valitettavasti jaksollisen lain kannattajia oli aluksi hyvin vähän, jopa venäläisten tiedemiesten keskuudessa. Vastustajia on monia, etenkin Saksassa ja Englannissa.
Jaksottaisen lain löytäminen on loistava esimerkki tieteellisestä ennakoinnista: vuonna 1870 Dmitri Ivanovitš ennusti kolmen tuolloin tuntemattoman alkuaineen olemassaolon, joille hän antoi nimeksi ekasilicon, ekaaalumiinin ja ekaboron. Hän pystyi ennustamaan oikein uusien elementtien tärkeimmät ominaisuudet. Ja sitten, 5 vuotta myöhemmin, vuonna 1875, ranskalainen tiedemies P.E. Lecoq de Boisbaudran, joka ei tiennyt mitään Dmitri Ivanovichin työstä, löysi uuden metallin, kutsuen sitä galliumiksi. Monissa ominaisuuksissa ja löytömenetelmässä gallium osui yhteen Mendelejevin ennustaman eka-alumiinin kanssa. Mutta hänen painonsa osoittautui ennustettua pienemmäksi. Tästä huolimatta Dmitri Ivanovich lähetti kirjeen Ranskaan vaatien ennustustaan.
Tiedemaailma oli hämmästynyt Mendelejevin ennusteesta ominaisuuksista ekaalumiini osoittautui niin tarkaksi. Tästä hetkestä lähtien jaksollinen laki alkaa ottaa valtaansa kemiassa.
Vuonna 1879 L. Nilsson löysi Ruotsista skandiumin, joka ilmensi Dmitri Ivanovitšin ennustamaa ekabor .
Vuonna 1886 K. Winkler löysi germaniumin Saksasta, mikä osoittautui olevan ecasilicium .

Mutta Dmitri Ivanovitš Mendelejevin nero ja hänen löytönsä eivät ole vain näitä ennusteita!

Jaksollisen taulukon neljässä paikassa D. I. Mendeleev järjesti alkuaineet muuhun kuin kasvavaan atomimassaan:

1800-luvun lopulla D.I. Mendelejev kirjoitti, että ilmeisesti atomi koostuu muista pienemmistä hiukkasista. Hänen kuolemansa jälkeen vuonna 1907 osoitettiin, että atomi koostuu alkuainehiukkasista. Atomirakenteen teoria vahvisti Mendelejevin oikeellisuuden; näiden alkuaineiden uudelleenjärjestelyt, jotka eivät ole atomimassan kasvun mukaisia, ovat täysin perusteltuja.

Jaksottaisen lain nykyaikainen muotoilu.

Kemiallisten alkuaineiden ja niiden yhdisteiden ominaisuudet riippuvat ajoittain niiden atomien ytimien varauksen suuruudesta, joka ilmaistaan ​​ulkovalenssielektronikuoren rakenteen jaksoittaisella toistettavuudella.
Ja nyt, yli 130 vuotta jaksollisen lain löytämisen jälkeen, voimme palata Dmitri Ivanovitšin sanoihin, jotka on otettu oppituntimme mottona: "Jaksottaiselle laille tulevaisuus ei uhkaa tuhoa, vaan ainoastaan ​​päällysrakennetta ja kehitystä luvataan." Kuinka monta kemiallista alkuainetta on löydetty tähän mennessä? Ja tämä on kaukana rajasta.

Graafinen esitys jaksollisesta laista on kemiallisten alkuaineiden jaksollinen järjestelmä. Tämä on lyhyt yhteenveto alkuaineiden ja niiden yhdisteiden koko kemiasta.

Muutokset ominaisuuksissa jaksollisen järjestelmän atomipainojen kasvaessa jakson aikana (vasemmalta oikealle):

1. Metalliset ominaisuudet heikkenevät

2. Ei-metalliset ominaisuudet paranevat

3. Korkeampien oksidien ja hydroksidien ominaisuudet muuttuvat emäksisestä amfoteeriseen happamaan.

4. Alkuaineiden valenssi korkeampien oksidien kaavoissa kasvaa minäennenVII, ja haihtuvien vetyyhdisteiden kaavoissa vähenee IV ennenminä.

Jaksollisen taulukon muodostamisen perusperiaatteet.

Vertailumerkki	D.I.Mendelejev
1. Miten elementtien järjestys numeroiden mukaan muodostetaan? (Mihin p.s. perustuu?)	Alkuaineet on järjestetty kasvavaan suhteelliseen atomimassaan. Tästä on poikkeuksia. Ar – K, Co – Ni, Te – I, Th – Pa
2. Periaate yhdistää elementit ryhmiin.	Laadullinen merkki. Yksinkertaisten aineiden ja samantyyppisten monimutkaisten aineiden ominaisuuksien samankaltaisuus.
3. Periaate yhdistää elementit jaksoiksi.

Dmitri Ivanovitš Mendelejevin jaksollinen laki on yksi luonnon peruslaeista, joka yhdistää kemiallisten alkuaineiden ja yksinkertaisten aineiden ominaisuuksien riippuvuuden niiden atomimassoihin. Tällä hetkellä lakia on jalostettu ja ominaisuuksien riippuvuutta selittää atomiytimen varaus.

Venäläinen tiedemies löysi lain vuonna 1869. Mendelejev esitteli sen tiedeyhteisölle raportissa Venäjän kemian seuran kongressille (raportin teki toinen tiedemies, koska Mendelejev joutui kiireellisesti poistumaan Pietarin vapaan talousyhdistyksen ohjeista). Samana vuonna julkaistiin Dmitri Ivanovichin opiskelijoille kirjoittama oppikirja "Kemian perusteet". Siinä tiedemies kuvaili suosittujen yhdisteiden ominaisuuksia ja yritti myös tarjota loogisen systematisoinnin kemiallisista alkuaineista. Se esitteli myös ensimmäistä kertaa taulukon, jossa on jaksoittaisesti järjestettyjä elementtejä, graafisena tulkintana jaksollisesta laista. Kaikki seuraavat vuodet Mendelejev paransi taulukkoaan, esimerkiksi lisäsi inerttien kaasujen kolonnin, joka löydettiin 25 vuotta myöhemmin.

Tiedeyhteisö ei heti hyväksynyt suuren venäläisen kemistin ajatuksia edes Venäjällä. Mutta sen jälkeen kun Mendelejev ennusti ja kuvasi kuuluisassa raportissaan kolme uutta alkuainetta (gallium vuonna 1875, skandium vuonna 1879 ja germanium vuonna 1886), jaksollinen laki tunnustettiin.

• Se on universaali luonnonlaki.
• Taulukko, joka esittää graafisesti lakia, sisältää paitsi kaikki tunnetut elementit, myös ne, joita vielä löydetään.
• Kaikki uudet löydöt eivät vaikuttaneet lain ja taulukon merkityksellisyyteen. Taulukkoa parannetaan ja muutetaan, mutta sen olemus on säilynyt ennallaan.
• Mahdollisti joidenkin alkuaineiden atomipainojen ja muiden ominaisuuksien selvittämisen sekä uusien alkuaineiden olemassaolon ennustamisen.
• Kemistit saivat luotettavan vihjeen kuinka ja mistä etsiä uusia alkuaineita. Lisäksi laki sallii suurella todennäköisyydellä määrittää etukäteen vielä tuntemattomien elementtien ominaisuudet.
• Sillä oli valtava rooli epäorgaanisen kemian kehityksessä 1800-luvulla.

Löytöjen historia

On kaunis legenda, että Mendelejev näki pöytänsä unessa ja heräsi aamulla ja kirjoitti sen muistiin. Itse asiassa tämä on vain myytti. Tiedemies itse sanoi monta kertaa, että hän omisti 20 vuotta elämästään elementtien jaksollisen taulukon luomiseen ja parantamiseen.

Kaikki alkoi siitä, että Dmitri Ivanovich päätti kirjoittaa opiskelijoille oppikirjan epäorgaanisesta kemiasta, jossa hän aikoi systematisoida kaiken sillä hetkellä tunnetun tiedon. Ja luonnollisesti hän luotti edeltäjiensä saavutuksiin ja löytöihin. Ensimmäistä kertaa huomion atomipainojen ja alkuaineiden ominaisuuksien väliseen suhteeseen kiinnitti saksalainen kemisti Döbereiner, joka yritti jakaa hänelle tuntemat alkuaineet ominaisuuksiltaan ja painoltaan samanlaisiksi triadeiksi, jotka noudattavat tiettyä sääntöä. Jokaisessa kolmiossa keskielementin paino oli lähellä kahden ulomman elementin aritmeettista keskiarvoa. Tiedemies pystyi siten muodostamaan viisi ryhmää, esimerkiksi Li-Na-K; Cl-Br-I. Mutta nämä eivät olleet kaikki tunnettuja elementtejä. Lisäksi nämä kolme elementtiä eivät selvästikään täyttäneet luetteloa elementeistä, joilla on samanlaiset ominaisuudet. Yleistä mallia yritettiin myöhemmin löytää saksalaiset Gmelin ja von Pettenkofer, ranskalaiset J. Dumas ja de Chancourtois sekä englantilaiset Newlands ja Odling. Eniten edistyi saksalainen tiedemies Meyer, joka vuonna 1864 laati taulukon, joka oli hyvin samanlainen kuin jaksollinen taulukko, mutta se sisälsi vain 28 elementtiä, kun taas 63 oli jo tiedossa.

Toisin kuin edeltäjänsä, Mendelejev onnistui laatia taulukko, joka sisältää kaikki tunnetut elementit tietyn järjestelmän mukaan järjestettynä. Samalla hän jätti osan soluista tyhjiksi laskeen likimääräisesti joidenkin alkuaineiden atomipainot ja kuvaillen niiden ominaisuuksia. Lisäksi venäläisellä tiedemiehellä oli rohkeutta ja ennakointia julistaa, että hänen löytämänsä laki oli universaali luonnonlaki, ja kutsui sitä "jaksolliseksi laiksi". Sanottuaan "ah", hän meni eteenpäin ja korjasi niiden elementtien atomipainot, jotka eivät mahtuneet taulukkoon. Tarkemmin tarkasteltuna kävi ilmi, että hänen korjauksensa olivat oikeita, ja hänen kuvaamiensa hypoteettisten elementtien löytämisestä tuli lopullinen vahvistus uuden lain totuudelle: käytäntö osoitti teorian pätevyyden.

Tämän aiheen tutkimisen tuloksena opit: miksi vety sijoitetaan samanaikaisesti jaksollisen järjestelmän ensimmäiseen ja seitsemänteen ryhmään; miksi joissakin elementeissä (esimerkiksi Cr ja Cu) tapahtuu ulomman s - elektronin "vika" edeltävään ulompaan d - kuoreen; mikä on tärkein ero pää- ja toissijaisten alaryhmien elementtien ominaisuuksissa; mitkä elektronit ovat valenssia pää- ja toissijaisten alaryhmien elementeille; mikä aiheuttaa ionisaatioenergian epätasaisen kasvun siirtymisen aikana Li:stä Ne:hen; kumpi emäs on vahvempi: LiOH tai KOH; Kumpi happo on vahvempi: HCl vai HI. Tämän aiheen tutkimisen tuloksena opit: tallentaa elementtien elektronisia konfiguraatioita; määrittää elementin atomin elektronisen rakenteen sen sijainnin perusteella jaksollisen järjestelmän vastaavassa jaksossa ja alaryhmässä ja siten sen ominaisuuksien perusteella; määritä virittymättömien atomien elektronirakenteen tarkastelun perusteella niiden elektronien lukumäärä, jotka voivat osallistua kemiallisten sidosten muodostumiseen, sekä alkuaineiden mahdolliset hapetustilat; vertailla happojen ja emästen suhteellisia vahvuuksia. Opintokysymykset:

4.1. Jaksollinen laki D.I. Mendelejev

Jaksollinen laki on kemian tieteen suurin saavutus, kaiken modernin kemian perusta. Hänen löytönsä myötä kemia lakkasi olemasta kuvaava tiede, tieteellinen ennakointi tuli siinä mahdolliseksi.

Jaksollinen laki löydetty D.I. Mendelejev Vuonna 1869 Tiedemies muotoili tämän lain seuraavasti: "Yksinkertaisten kappaleiden ominaisuudet samoin kuin alkuaineiden yhdisteiden muodot ja ominaisuudet ovat ajoittain riippuvaisia ​​alkuaineiden atomipainojen suuruudesta."

Aineen rakenteen tarkempi tutkimus osoitti, että alkuaineiden ominaisuuksien jaksollisuus ei määräydy atomimassan, vaan atomien elektronisen rakenteen perusteella.

Ydinvaraus on ominaisuus, joka määrää atomien elektronisen rakenteen ja siten alkuaineiden ominaisuudet. Siksi nykyaikaisessa muotoilussa jaksollinen laki kuulostaa tältä: yksinkertaisten aineiden ominaisuudet sekä alkuaineiden yhdisteiden muodot ja ominaisuudet ovat ajoittain riippuvaisia ​​atomiluvusta (niiden atomien ytimen varausarvosta ).

Jaksolain ilmaisu on elementtien jaksollinen järjestelmä.

4.2. D. I. Mendelejevin jaksollinen järjestelmä

D.I. Mendelejevin alkuaineiden jaksollinen järjestelmä koostuu seitsemästä jaksosta, jotka ovat vaakasuuntaisia ​​elementtien sekvenssejä, jotka on järjestetty kasvavaan järjestykseen niiden atomiytimen varauksen mukaan. Jaksot 1, 2, 3, 4, 5, 6 sisältävät vastaavasti 2, 8, 8, 18, 18 ja 32 elementtiä. Seitsemäs jakso ei ole päättynyt. Kutsutaan jaksot 1, 2 ja 3 pieni, loput - iso.

Jokainen jakso (ensimmäistä lukuun ottamatta) alkaa alkalimetalliatomeilla (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) ja päättyy jalokaasuun (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), jota edeltää tyypillinen ei-metallinen. Ajanjaksoina vasemmalta oikealle metalliset ominaisuudet heikkenevät vähitellen ja ei-metalliset ominaisuudet lisääntyvät, koska atomiytimien positiivisen varauksen kasvaessa elektronien määrä ulkoisella tasolla kasvaa.

Ensimmäisellä jaksolla heliumin lisäksi on vain yksi alkuaine - vety. Se sijoitetaan ehdollisesti alaryhmään IA tai VIIA, koska se osoittaa yhtäläisyyksiä sekä alkalimetallien että halogeenien kanssa. Vedyn samankaltaisuus alkalimetallien kanssa ilmenee siinä, että vety, kuten alkalimetallit, on pelkistävä aine ja muodostaa yhden elektronin luovuttamalla kertavarauksen kationin. Vetyllä on enemmän yhteistä halogeenien kanssa: vety, kuten halogeenit, on ei-metalli, sen molekyyli on kaksiatominen, sillä voi olla hapettavia ominaisuuksia muodostaen suolan kaltaisia ​​hydridejä aktiivisten metallien, esimerkiksi NaH, CaH 2, kanssa.

Neljännessä jaksossa, Ca:n jälkeen, on 10 siirtymäelementtiä (kymmenkunta Sc - Zn), joita seuraavat 6 jakson loput pääelementtejä (Ga - Kg). Viides jakso on rakennettu samalla tavalla. Konsepti siirtymäelementti käytetään yleensä viittaamaan mihin tahansa elementtiin, jolla on valenssi d- tai f-elektroneja.

Kuudennessa ja seitsemännessä jaksossa elementtejä on kaksinkertaisesti lisätty. Ba-elementin taakse on lisätty d-elementtien vuosikymmen (La - Hg), ja ensimmäisen siirtymäelementin La jälkeen on 14 f-elementtiä - lantanidit(Se - Lu). Hg:n jälkeen on jäljellä 6 kuudennen jakson p-pääelementtiä (Tl - Rn).

Seitsemännellä (epätäydellisellä) jaksolla Ac:tä seuraa 14 f-elementtiä. aktinidit(Th - Lr). Äskettäin La ja Ac alettiin luokitella lantanideiksi ja aktinideiksi, vastaavasti. Lantanidit ja aktinidit on sijoitettu erikseen pöydän alareunaan.

Siten jokainen elementti jaksollisessa taulukossa on tiukasti määritellyssä asemassa, joka on merkitty järjestysluku, tai atomi- määrä.

Jaksotaulukossa kahdeksan ryhmää sijaitsevat pystysuunnassa (I - VIII), jotka puolestaan ​​​​jaetaan alaryhmiin - tärkeimmät, tai alaryhmät A ja sivuvaikutukset, tai alaryhmä B. Alaryhmä VIIIB on erityinen, se sisältää kolmikkoja alkuaineita, jotka muodostavat raudan (Fe, Co, Ni) ja platinametallien (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt) perheet.

Elementtien samankaltaisuus kunkin alaryhmän sisällä on jaksollisen taulukon havaittavin ja tärkein kuvio. Pääalaryhmissä ylhäältä alas metalliset ominaisuudet lisääntyvät ja ei-metalliset ominaisuudet heikkenevät. Tässä tapauksessa tietyn alaryhmän alimmassa hapetustilassa olevien alkuaineiden yhdisteiden stabiilius kasvaa. Sivualaryhmissä päinvastoin ylhäältä alas metalliset ominaisuudet heikkenevät ja korkeimman hapetusasteen omaavien yhdisteiden stabiilisuus kasvaa.

4.3. Atomien jaksollinen järjestelmä ja elektroniset konfiguraatiot

Koska kemiallisten reaktioiden aikana reagoivien atomien ytimet eivät muutu, riippuvat atomien kemialliset ominaisuudet niiden elektronikuoren rakenteesta.

Atomien elektronikerrosten ja elektronikuorten täyttyminen tapahtuu Paulin periaatteen ja Hundin säännön mukaisesti.

Paulin periaate (Paulin poissulkeminen)

Atomissa kahdella elektronilla ei voi olla neljää identtistä kvanttilukua (kukin atomikiertorata voi sisältää enintään kaksi elektronia).

Paulin periaate määrittää tietyn pääkvanttiluvun omaavien elektronien enimmäismäärän n(eli sijaitsee tällä elektronisella kerroksella): N n = 2n 2. Ensimmäisessä elektronikerroksessa (energiatasossa) voi olla enintään 2 elektronia, toisessa - 8, kolmannessa - 18 jne.

Esimerkiksi vetyatomissa on yksi elektroni, joka sijaitsee ensimmäisellä energiatasolla 1s-tilassa. Tämän elektronin spin voidaan suunnata mielivaltaisesti (m s = +1/2 tai m s = -1/2). On vielä kerran korostettava, että ensimmäinen energiataso koostuu yhdestä alatasosta - 1s, toinen energiataso - kahdesta alatasosta - 2s ja 2p, kolmas - kolmesta alatasosta - 3s, 3p, 3d jne. Alataso puolestaan ​​sisältää kiertoradat, joiden lukumäärän määrää sivukvanttiluku l ja yhtä suuri kuin (2 l + 1). Jokainen orbitaali on tavanomaisesti merkitty neliöllä, siinä oleva elektroni on merkitty nuolella, jonka suunta osoittaa tämän elektronin spinin suunnan. Tämä tarkoittaa, että elektronin tila vetyatomissa voidaan esittää muodossa 1s 1 tai kuvata kvanttisoluna, kuva 1. 4.1:

Riisi. 4.1. Symboli elektronille vetyatomissa 1s-kiertoradalla

Heliumatomin molemmille elektroneille n = 1, l = 0, m l= 0, m s = +1/2 ja -1/2. Siksi heliumin elektroninen kaava on 1s 2. Heliumin elektronikuori on täydellinen ja erittäin vakaa. Helium on jalokaasu.

Paulin periaatteen mukaan yhdellä kiertoradalla ei voi olla kahta elektronia, joilla on rinnakkaiset spinit. Litiumatomin kolmas elektroni sijaitsee 2s-radalla. Li:n elektroninen konfiguraatio on 1s 2 2s 1 ja berylliumin 1s 2 2s 2. Koska 2s-kiertorata on täytetty, booriatomin viides elektroni on 2p-radalla. klo n= 2-sivuinen (kiertoradan) kvanttiluku l ottaa arvot 0 ja 1. Milloin l = 0 (2s-tila) m l= 0 ja at l = 1 (2p – tila) m l voi olla yhtä suuri kuin +1; 0; -1. 2p-tila vastaa kolmea energiakennoa, kuva. 4.2.

Riisi. 4.2. Booriatomin elektronien järjestäytyminen kiertoradalla

Typpiatomille (elektroninen konfiguraatio 1s 2 2s 2 2p 3 kaksi elektronia ensimmäisellä tasolla, viisi toisella) ovat mahdollisia seuraavat kaksi elektronirakenteen muunnelmaa, kuva 1. 4.3:

Riisi. 4.3. Mahdolliset vaihtoehdot typpiatomin elektronien järjestämiseen kiertoradalla

Ensimmäisessä kaaviossa, kuva 4.3a, kokonaispyöritys on 1/2 (+1/2 –1/2 +1/2), toisessa (kuva 4.3b) kokonaispyöritys on 3 /2 (+1/2 + 1/2 +1/2). Kierrosten sijainti määritetään Hundin sääntö jossa lukee: energiatasojen täyttyminen tapahtuu siten, että kokonaispyöritys on maksimi.

Täten , Kahdesta annetusta typpiatomin rakenteen kaaviosta ensimmäinen vastaa stabiilia tilaa (matalimmalla energialla), jossa kaikki p-elektronit vievät eri kiertoradat. Alatason orbitaalit täytetään seuraavasti: ensin yksi elektroni, jolla on samat spinit, ja sitten toinen elektroni, jolla on vastakkaiset spinit.

Alkaen natriumista, täytetään kolmas energiataso, jossa n = 3. Kolmannen jakson alkuaineiden atomien elektronien jakautuminen kiertoradalla on esitetty kuvassa 1. 4.4

Riisi. 4.4 Elektronien jakautuminen kiertoradalla kolmannen jakson alkuaineiden atomeille perustilassa

Atomissa jokainen elektroni on vapaalla kiertoradalla, jolla on alhaisin energia, joka vastaa sen vahvinta yhteyttä ytimeen. Vuonna 1961 V.M. Klechkovsky muotoili yleisen kannan, jonka mukaan elektronien kiertoradan energia kasvaa pää- ja toissijaisten kvanttilukujen summan kasvun järjestyksessä ( n + l), ja näiden summien yhtäläisyyden tapauksessa kiertoradalla, jonka pääkvanttiluvun n arvo on pienempi, on vähemmän energiaa.

Energiatasojen järjestys energian kasvun järjestyksessä on suunnilleen seuraava:

1s< 2s < 2p < 3s < 3р < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p.

Tarkastellaan elektronien jakautumista neljännen jakson alkuaineiden atomien kiertoradalla (kuva 4.5).

Riisi. 4.5. Elektronien jakautuminen perustilassa olevien neljännen jakson alkuaineiden atomien kiertoradalla

Kaliumin (elektroninen konfiguraatio 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1) ja kalsiumin (elektroninen konfiguraatio 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2) jälkeen sisempi 3d-kuori on täytetty elektroneilla Sc -siirtoelementeillä. Zn). On huomattava, että poikkeavuuksia on kaksi: Cr- ja Cu-atomien kohdalla 4 s-kuori ei sisällä kahta elektronia, vaan yhden, ts. tapahtuu niin sanottu ulomman 4s-elektronin "vika" edelliseen 3d-kuoreen. Kromiatomin elektroninen rakenne voidaan esittää seuraavasti (kuva 4.6).

Riisi. 4.6. Elektronien jakautuminen kromiatomin kiertoradalle

Fyysinen syy täyttöjärjestyksen "rikkomukseen" liittyy elektroniradan erilaiseen tunkeutumiskykyyn ytimeen, elektronisten konfiguraatioiden d 5 ja d 10, f 7 ja f 14 erityiseen stabiilisuuteen, jotka vastaavat täyttöä. elektroniset kiertoradat, joissa on yksi tai kaksi elektronia, sekä sisäisten elektronisten varauskerrosten ytimien suojausvaikutus.

Mn-, Fe-, Co-, Ni-, Cu- ja Zn-atomien elektroniset konfiguraatiot kuvataan seuraavilla kaavoilla:

25 Mn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3p 5 4s 2,

26 Fe 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2,

27 Co 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 7 4s 2,

28 Ni 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 8 4s 2,

29 Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3p 10 4s 1,

30 Zn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 .

Sinkin jälkeen, alkaen 31. alkuaineesta - galliumista aina 36. alkuaineeseen - kryptoniin, neljännen kerroksen (4p - kuori) täyttö jatkuu. Näiden elementtien elektroniset kokoonpanot ovat seuraavat:

31 Ga 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3p 10 4s 2 4p 1,

32 Ge 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 p 10 4 s 2 4 p 2 ,

33 Kuten 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3p 10 4s 2 4p 3 ,

34 Se 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 p 10 4 s 2 4 p 4,

35 Br 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3p 10 4s 2 4p 5,

36 Kr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3p 10 4s 2 4p 6 .

On huomattava, että jos Paulin poissulkemista ei rikota, elektronit voivat virittyneissä tiloissa sijaita muilla atomiradoilla.

4.4 Kemiallisten alkuaineiden tyypit

Kaikki jaksollisen taulukon elementit on jaettu neljään tyyppiin:

1. Atomeissa s-elementtejä ulkokerroksen (n) s-kuoret täytetään. S-alkuaineita ovat vety, helium ja kunkin jakson kaksi ensimmäistä alkuainetta.

2. Atomeilla p-elementtejä elektronit täyttävät ulkotason (np) p-kuoret. P-elementit sisältävät kunkin jakson 6 viimeistä elementtiä (lukuun ottamatta ensimmäistä).

3. U d-elementtejä on täytetty elektroneilla d–toisen ulkotason (n–1) kuori d. Nämä ovat s- ja p-elementtien välissä sijaitsevia vuosikymmenien laajuisten jaksojen elementtejä.

4. U f-elementtejä kolmannen ulkotason (n–2) f alataso on täynnä elektroneja. F-alkuaineiden perheeseen kuuluvat lantanidit ja aktinidit.

Kun tarkastellaan virittymättömien atomien elektronista rakennetta elementin atominumerosta riippuen, seuraa:

Minkä tahansa alkuaineen atomin energiatasojen (elektronisten kerrosten) lukumäärä on yhtä suuri kuin sen ajanjakson lukumäärä, jossa elementti sijaitsee. Tämä tarkoittaa, että s-elementit löytyvät kaikista jaksoista, p-alkiot toisesta ja sitä seuraavista jaksoista, d-elementit neljännestä ja sitä seuraavista jaksoista ja f-elementit kuudennessa ja seitsemännessä jaksossa.

Jakson numero on sama kuin atomin ulkoisten elektronien pääkvanttiluku.

s- ja p-alkuaineet muodostavat pääalaryhmiä, d-alkuaineet muodostavat toissijaisia ​​alaryhmiä, f-alkuaineet muodostavat lantanidien ja aktinidien perheet. Siten alaryhmään kuuluvat elementit, joiden atomeilla on tavallisesti samanlainen rakenne paitsi uloimmalla, myös esiulkokerroksella (lukuun ottamatta elementtejä, joissa elektronissa on "vika").

Ryhmänumero ilmaisee yleensä niiden elektronien lukumäärän, jotka voivat osallistua kemiallisten sidosten muodostukseen. Tämä on ryhmänumeron fyysinen merkitys. Sivualaryhmien elementeillä on valenssielektroneja paitsi ulkokuorissaan myös toiseksi viimeisissä kuorissaan. Tämä on tärkein ero pää- ja toissijaisten alaryhmien elementtien ominaisuuksissa.

Elementtejä, joissa on valenssi d- tai f-elektroneja, kutsutaan siirtymäelementeiksi.

Ryhmänumero on yleensä yhtä suuri kuin niiden alkuaineiden korkein positiivinen hapetusaste, joita niillä on yhdisteissä. Poikkeuksena on fluori - sen hapetusaste on –1; Ryhmän VIII alkuaineista vain Osilla, Rulla ja Xe:llä on tunnettu hapetusaste +8.

4.5. Alkuaineiden atomien ominaisuuksien jaksollisuus

Sellaiset atomien ominaisuudet, kuten niiden säde, ionisaatioenergia, elektroniaffiniteetti, elektronegatiivisuus ja hapetustila, liittyvät atomin elektroniseen rakenteeseen.

On metalliatomien säteet ja ei-metalliatomien kovalenttiset säteet. Metalliatomien säteet lasketaan atomien välisten etäisyyksien perusteella, jotka tunnetaan useimmille metalleille kokeellisten tietojen perusteella. Tässä tapauksessa metalliatomin säde on yhtä suuri kuin puolet kahden vierekkäisen atomin keskipisteiden välisestä etäisyydestä. Yksinkertaisten aineiden molekyyleissä ja kiteissä olevien epämetallien kovalenttiset säteet lasketaan samalla tavalla. Mitä suurempi atomin säde on, sitä helpompi ulkoisten elektronien on irtautua ytimestä (ja päinvastoin). Toisin kuin atomisäteet, ionisäteet ovat mielivaltaisia ​​arvoja.

Vasemmalta oikealle jaksoittain metallien atomisäteiden arvo pienenee ja ei-metallien atomisäteet muuttuvat monimutkaisesti, koska se riippuu kemiallisen sidoksen luonteesta. Toisella jaksolla esimerkiksi atomien säteet ensin pienenevät ja sitten kasvavat, varsinkin jyrkästi siirryttäessä jalokaasuatomiin.

Pääalaryhmissä atomien säteet kasvavat ylhäältä alas, kun elektronikerrosten lukumäärä kasvaa.

Kationin säde on pienempi kuin sitä vastaavan atomin säde, ja kun kationin positiivinen varaus kasvaa, sen säde pienenee. Päinvastoin, anionin säde on aina suurempi kuin sen vastaavan atomin säde. Hiukkasia (atomeja ja ioneja), joissa on sama määrä elektroneja, kutsutaan isoelektronisiksi. Isoelektronisten ionien sarjassa säde pienenee, kun ionin negatiivinen säde pienenee ja positiivinen säde kasvaa. Tällaista laskua esiintyy esimerkiksi sarjoissa: O 2–, F–, Na +, Mg 2+, Al 3+.

Ionisaatioenergia– energia, joka tarvitaan elektronin poistamiseen perustilassa olevasta atomista. Se ilmaistaan ​​yleensä elektronivolteina (1 eV = 96,485 kJ/mol). Jossain vaiheessa vasemmalta oikealle ionisaatioenergia kasvaa ydinvarauksen kasvaessa. Pääalaryhmissä ylhäältä alas se pienenee, koska elektronin etäisyys ytimeen kasvaa ja sisäisten elektronikerrosten suojausvaikutus kasvaa.

Taulukossa 4.1 on esitetty joidenkin atomien ionisaatioenergiat (ensimmäisen, toisen jne. elektronin poistoenergiat).

Toisella jaksolla Li:stä Ne:ksi siirtymisen aikana ensimmäisen elektronin poistumisenergia kasvaa (katso taulukko 4.1). Kuitenkin, kuten taulukosta voidaan nähdä, ionisaatioenergia kasvaa epätasaisesti: boorilla ja hapella, jotka seuraavat vastaavasti berylliumia ja typpeä, havaitaan lievä lasku, mikä johtuu atomien elektronisen rakenteen erityispiirteistä.

Berylliumin ulompi s-kuori on täysin täytetty, joten sen vieressä oleva elektroni, boori, tulee p-orbitaalille. Tämä p-elektroni on vähemmän tiukasti sidottu ytimeen kuin s-elektroni, joten p-elektronien poistaminen vaatii vähemmän energiaa.

Taulukko 4.1.

Ionisaatioenergiat minä joidenkin alkuaineiden atomeja

Jokaisella typpiatomin p-orbitaalilla on yksi elektroni. Happiatomissa elektroni tulee p-orbitaalille, joka on jo yhden elektronin miehittämä. Kaksi elektronia samalla kiertoradalla hylkivät voimakkaasti, joten elektroni on helpompi poistaa happiatomista kuin typpiatomista.

Alkalimetalleilla on alhaisin ionisaatioenergia, joten niillä on korostuneet metalliset ominaisuudet; suurin ionisaatioenergia on inertillä kaasulla.

Elektronien affiniteetti– energia, joka vapautuu, kun elektroni kiinnittyy neutraaliin atomiin. Elektronien affiniteetti, kuten ionisaatioenergia, ilmaistaan ​​yleensä elektronivolteina. Suurin elektroniaffiniteetti on halogeeneille ja alhaisin alkalimetalleille. Taulukossa 4.2 on esitetty joidenkin alkuaineiden atomien elektroniaffiniteetit.

Taulukko 4.2.

Joidenkin alkuaineiden atomien elektroniaffiniteetit

Elektronegatiivisuus- molekyylin tai ionin atomin kyky vetää puoleensa valenssielektroneja muista atomeista. Elektronegatiivisuus (EO) kvantitatiivisena mittana on likimääräinen arvo. Noin 20 elektronegatiivisuusasteikkoa on ehdotettu, joista tunnetuin on L. Paulingin kehittämä asteikko. Kuvassa 4.7 näyttää EO:n arvot Paulingin mukaan.

Riisi. 4.7. Alkuaineiden elektronegatiivisuus (Paulingin mukaan)

Fluori on kaikista Paulingin asteikon alkuaineista elektronegatiivisin. Sen EO:ksi otetaan 4. Vähiten elektronegatiivinen on cesium. Vety on väliasemassa, koska vuorovaikutuksessa joidenkin alkuaineiden kanssa se luovuttaa elektronin ja vuorovaikutuksessa muiden kanssa se saa.

4.6. Yhdisteiden happo-emäsominaisuudet; Kosselin piiri

Alkuaineyhdisteiden happo-emäs-ominaisuuksien muutoksen luonteen selittämiseksi Kossel (Saksa) ehdotti yksinkertaisen kaavion käyttöä, joka perustuu oletukseen, että molekyyleissä on puhtaasti ioninen sidos ja ionien välillä tapahtuu Coulombin vuorovaikutus. . Kossel-kaavio kuvaa E-H- ja E-O-H-sidoksia sisältävien yhdisteiden happo-emäs-ominaisuudet riippuen ytimen varauksesta ja ne muodostavan alkuaineen säteestä.

Kossel-kaavio kahdelle metallihydroksidille, kuten LiOH ja KOH, on esitetty kuvassa. 4.8

Riisi. 4.8 Kossel-kaavio LiOH:lle ja KOH:lle

Kuten esitetystä kaaviosta voidaan nähdä, Li + -ionin säde on pienempi kuin K + -ionin säde ja OH - -ryhmä on sitoutunut tiukemmin litiumkationiin kuin kaliumkationiin. Tämän seurauksena KOH on helpompi dissosioitua liuoksessa ja kaliumhydroksidin perusominaisuudet korostuvat.

Samalla tavalla voit analysoida Kossel-kaaviota kahdelle emäkselle CuOH ja Cu(OH) 2. Koska Cu 2+ -ionin säde on pienempi ja varaus suurempi kuin Cu + -ionin, Cu 2+ -ioni pitää OH-ryhmän tiukemmin kiinni. Tämän seurauksena emäs Cu(OH)2 on heikompi kuin CuOH.

Täten, emästen vahvuus kasvaa, kun kationin säde kasvaa ja sen positiivinen varaus pienenee.

Pääalaryhmissä ylhäältä alas emästen lujuus kasvaa elementti-ionien säteiden kasvaessa tähän suuntaan. Vasemmalta oikealle jaksoina elementti-ionien säteet pienenevät ja niiden positiivinen varaus kasvaa, joten emästen lujuus pienenee tähän suuntaan.

Kossel-diagrammi kahdelle hapettomalle hapolle, esimerkiksi HCl:lle ja HI:lle, on esitetty kuvassa. 4.9

Riisi. 4.9. Kossel-kaavio HCl:lle ja HI:lle

Koska kloridi-ionin säde on pienempi kuin jodidi-ionin, H+-ioni sitoutuu vahvemmin kloorivetyhappomolekyylin anioniin, joka on heikompi kuin jodidihappo. Täten, hapettomien happojen vahvuus kasvaa negatiivisen ionisäteen kasvaessa.

Happipitoisten happojen vahvuus muuttuu päinvastoin. Se kasvaa, kun ionin säde pienenee ja sen positiivinen varaus kasvaa. Kuvassa Kuva 4.10 esittää Kossel-diagrammin kahdelle hapolle HClO ja HClO 4.

Riisi. 4.10. Kossel-kaavio HClO:lle ja HClO 4:lle

C1 7+ -ioni on sitoutunut lujasti happi-ioniin, joten protoni hajoaa helpommin HC1O 4 -molekyylissä. Samalla C1+-ionin ja O2-ionin välinen sidos on heikompi, ja HC1O-molekyylissä protoni pysyy vahvemmin O2-anionin toimesta. Tämän seurauksena HClO 4 on vahvempi happo kuin HClO.

Kosselin kaavion etuna on se, että sen avulla voidaan yksinkertaista mallia käyttäen selittää samanlaisten aineiden yhdisteiden happo-emäsominaisuuksien muutosten luonne. Tämä järjestelmä on kuitenkin puhtaasti laadullinen. Sen avulla voit vain verrata yhdisteiden ominaisuuksia, eikä se ole mahdollista määrittää mielivaltaisesti valitun yksittäisen yhdisteen happo-emäsominaisuuksia. Tämän mallin haittana on, että se perustuu vain sähköstaattisiin käsitteisiin, kun taas luonnossa ei ole puhdasta (sataprosenttista) ionisidosta.

4.7. Alkuaineiden ja niiden yhdisteiden redox-ominaisuudet

Yksinkertaisten aineiden redox-ominaisuuksien muutos voidaan helposti todeta ottamalla huomioon vastaavien alkuaineiden elektronegatiivisuuden muutoksen luonne. Pääalaryhmissä ylhäältä alas elektronegatiivisuus laskee, mikä johtaa oksidatiivisten ominaisuuksien heikkenemiseen ja pelkistysominaisuuksien lisääntymiseen tähän suuntaan. Ajanjaksoina vasemmalta oikealle elektronegatiivisuus kasvaa. Tämän seurauksena tähän suuntaan yksinkertaisten aineiden pelkistävät ominaisuudet heikkenevät ja hapettavat ominaisuudet lisääntyvät. Näin ollen vahvat pelkistimet sijaitsevat alkuaineiden jaksollisen taulukon vasemmassa alakulmassa (kalium, rubidium, cesium, barium), kun taas vahvat hapettimet sijaitsevat sen oikeassa yläkulmassa (happi, fluori, kloori).

Alkuaineiden yhdisteiden redox-ominaisuudet riippuvat niiden luonteesta, alkuaineiden hapetusasteesta, alkuaineiden sijainnista jaksollisessa taulukossa ja useista muista tekijöistä.

Pääalaryhmissä ylhäältä alas happea sisältävien happojen hapettavat ominaisuudet, joissa keskuselementin atomeilla on sama hapetusaste, heikkenevät. Voimakkaita hapettimia ovat typpi- ja väkevät rikkihapot. Mitä suurempi yhdisteen alkuaineen positiivinen hapetusaste on, sitä selvempiä ovat sen hapettavat ominaisuudet. Kaliumpermanganaatilla ja kaliumdikromaatilla on voimakkaita hapettavia ominaisuuksia.

Pääalaryhmissä yksinkertaisten anionien pelkistävät ominaisuudet kasvavat ylhäältä alas. Vahvoja pelkistäviä aineita ovat HI, H2S, jodidit ja sulfidit.

Täältä lukija löytää tietoa yhdestä tärkeimmistä ihmisen tieteen alalla koskaan löytämistä laeista - Dmitri Ivanovitš Mendelejevin jaksollisesta laista. Opit sen merkityksen ja vaikutuksen kemiaan, tutustut kausilain yleisiin säännöksiin, ominaisuuksiin ja yksityiskohtiin, löydön historiaan ja pääsäännöksiin.

Mikä on jaksollinen laki

Jaksollinen laki on perusluonteinen luonnonlaki, jonka D.I. Mendeleev löysi ensimmäisen kerran jo vuonna 1869, ja itse löytö tapahtui vertaamalla joidenkin kemiallisten alkuaineiden ominaisuuksia ja tuolloin tunnettuja atomimassaarvoja.

Mendelejev väitti, että hänen lakinsa mukaan yksinkertaiset ja monimutkaiset kappaleet ja erilaiset alkuaineiden yhdisteet ovat riippuvaisia ​​niiden jaksollisesta tyyppiriippuvuudesta ja atomin painosta.

Jaksollinen laki on lajissaan ainutlaatuinen ja tämä johtuu siitä, että sitä ei ilmaista matemaattisilla yhtälöillä, toisin kuin muut luonnon ja maailmankaikkeuden peruslait. Graafisesti se ilmaistaan ​​kemiallisten alkuaineiden jaksollisessa taulukossa.

Löytöjen historia

Jaksollinen laki löydettiin vuonna 1869, mutta yritykset systematisoida kaikki tunnetut x:nnet elementit alkoivat kauan ennen sitä.

Ensimmäisen yrityksen tällaisen järjestelmän luomiseksi teki I. V. Debereiner vuonna 1829. Hän luokitteli kaikki hänen tuntemansa kemialliset alkuaineet triadeihin, jotka liittyvät toisiinsa puolet tähän kolmen komponentin ryhmään kuuluvien atomimassojen summasta. . Debereinerin jälkeen yritettiin luoda ainutlaatuinen A. de Chancourtois'n elementtien luokittelutaulukko; hän kutsui järjestelmäänsä "maan spiraaliksi", ja hänen jälkeensä Newlandsin oktaavin kokosi John Newlands. Vuonna 1864, lähes samanaikaisesti, William Olding ja Lothar Meyer julkaisivat toisistaan ​​riippumatta luotuja taulukoita.

Säännöllinen laki esitettiin tiedeyhteisön tarkastettavaksi 8. maaliskuuta 1869, ja tämä tapahtui Venäjän seuran kokouksessa. Dmitri Ivanovitš Mendelejev ilmoitti löydöstään kaikkien edessä, ja samana vuonna julkaistiin Mendelejevin oppikirja "Kemian perusteet", jossa hänen luomansa jaksollinen taulu esitettiin ensimmäistä kertaa. Vuotta myöhemmin, vuonna 1870, hän kirjoitti artikkelin ja toimitti sen Venäjän kemian seuralle, jossa jaksollisen lain käsite käytettiin ensimmäisen kerran. Vuonna 1871 Mendelejev antoi kattavan kuvauksen käsitteestään kuuluisassa artikkelissaan kemiallisten alkuaineiden jaksollisesta laista.

Korvaamaton panos kemian kehitykseen

Jaksottaisen lain merkitys on uskomattoman suuri tiedeyhteisölle ympäri maailmaa. Tämä johtuu siitä, että sen löytö antoi voimakkaan sysäyksen sekä kemian että muiden luonnontieteiden, esimerkiksi fysiikan ja biologian, kehitykselle. Alkuaineiden ja niiden kvalitatiivisten kemiallisten ja fysikaalisten ominaisuuksien välinen suhde oli avoin; tämä mahdollisti myös kaikkien alkuaineiden yhden periaatteen mukaisen rakentamisen olemuksen ymmärtämisen ja synnytti nykyaikaisen kemiallisten alkuaineiden käsitteiden muotoilun, tiedon konkretisoimisen. monimutkaisen ja yksinkertaisen rakenteen omaavista aineista.

Periodisen lain käyttö mahdollisti kemiallisen ennustamisen ongelman ratkaisemisen ja tunnettujen kemiallisten alkuaineiden käyttäytymisen syyn selvittämisen. Atomifysiikka, mukaan lukien ydinenergia, tuli mahdolliseksi tämän saman lain seurauksena. Nämä tieteet puolestaan ​​​​mahdollistivat laajentaa tämän lain olemuksen näköaloja ja syventää sen ymmärrystä.

Jaksollisen järjestelmän alkuaineiden kemialliset ominaisuudet

Pohjimmiltaan kemialliset alkuaineet kytkeytyvät toisiinsa niiden ominaisuuksien avulla, jotka ovat niille ominaisia ​​vapaan atomin tai ionin tilassa, solvatoituneena tai hydratoituneena, yksinkertaisessa aineessa ja muodossa, jonka niiden lukuisat yhdisteet voivat muodostaa. Nämä ominaisuudet koostuvat kuitenkin yleensä kahdesta ilmiöstä: ominaisuuksista, jotka ovat ominaisia ​​atomille vapaassa tilassa ja yksinkertaiselle aineelle. Tämän tyyppisiä ominaisuuksia on monenlaisia, mutta tärkeimmät ovat:

1. Atomiionisaatio ja sen energia riippuen alkuaineen sijainnista taulukossa, sen järjestysluvusta.
2. Atomin ja elektronin energiaaffiniteetti, joka, kuten atomin ionisaatio, riippuu alkuaineen sijainnista jaksollisessa taulukossa.
3. Atomin elektronegatiivisuus, jolla ei ole vakioarvoa, mutta joka voi muuttua eri tekijöistä riippuen.
4. Atomien ja ionien säteet - tässä käytetään yleensä empiirisiä tietoja, jotka liittyvät elektronien aaltoluonteeseen liiketilassa.
5. Yksinkertaisten aineiden sumuttaminen - kuvaus elementin reaktiivisuuskyvystä.
6. Hapetustilat ovat muodollinen ominaisuus, mutta ne näkyvät yhtenä elementin tärkeimmistä ominaisuuksista.
7. Yksinkertaisten aineiden hapetuspotentiaali on mitta ja osoitus aineen kyvystä toimia vesiliuoksissa sekä redox-ominaisuuksien ilmenemisasteesta.

Sisäisten ja toissijaisten tyyppien elementtien jaksotus

Jaksollinen laki antaa ymmärryksen toisesta tärkeästä luonnon komponentista - sisäisestä ja toissijaisuudesta. Edellä mainitut atomien ominaisuuksien tutkimuksen osa-alueet ovat itse asiassa paljon monimutkaisempia kuin voisi luulla. Tämä johtuu siitä, että taulukon elementit s, p, d muuttavat laadullisia ominaisuuksiaan riippuen sijainnistaan ​​jaksossa (sisäinen jaksollisuus) ja ryhmässä (sekundaarinen jaksollisuus). Esimerkiksi elementin s sisäiseen siirtymiseen ensimmäisestä ryhmästä kahdeksaan p-elementtiin liittyy minimi- ja maksimipisteet ionisoidun atomin energiaviivan käyrällä. Tämä ilmiö osoittaa atomin ominaisuuksien muutosten jaksollisuuden sisäisen epävakauden sen mukaan, miten se sijaitsee jaksossa.

Tulokset

Nyt lukijalla on selkeä käsitys ja määritelmä siitä, mikä Mendelejevin jaksollinen laki on, hän ymmärtää sen merkityksen ihmiselle ja eri tieteiden kehitykselle, ja hänellä on käsitys sen nykyaikaisista säännöksistä ja sen löytämisen historiasta.

D.I. Mendelejevin jaksollinen laki.

Kemiallisten alkuaineiden ominaisuudet ja siten niiden muodostamien yksinkertaisten ja monimutkaisten kappaleiden ominaisuudet riippuvat ajoittain atomipainon suuruudesta.

Jaksottaisen lain fyysinen merkitys.

Periodisen lain fysikaalinen merkitys on alkuaineiden ominaisuuksien jaksoittaisessa muutoksessa, joka johtuu atomien säännöllisin väliajoin toistuvista e:nneistä kuorista, n:n jatkuvalla kasvulla.

D.I. Mendelejevin PZ:n nykyaikainen muotoilu.

Kemiallisten alkuaineiden ominaisuudet sekä niiden muodostamien yksinkertaisten tai monimutkaisten aineiden ominaisuudet riippuvat ajoittain niiden atomien ytimien varauksen suuruudesta.

Elementtien jaksollinen taulukko.

Jaksojärjestelmä on jaksollisen lain perusteella luotu kemiallisten alkuaineiden luokittelujärjestelmä. Jaksollinen taulukko määrittää kemiallisten alkuaineiden väliset suhteet heijastaen niiden yhtäläisyyksiä ja eroja.

Elementtien jaksollinen taulukko (on kahta tyyppiä: lyhyt ja pitkä).

Elementtien jaksollinen taulukko on graafinen esitys elementtien jaksollisesta järjestelmästä, joka koostuu 7 jaksosta ja 8 ryhmästä.

Kysymys 10

Alkuaineiden atomien elektronisten kuorien jaksollinen järjestelmä ja rakenne.

Myöhemmin todettiin, että elementin sarjanumerolla ei ole syvää fyysistä merkitystä, vaan myös muut aiemmin käsitellyt käsitteet saivat vähitellen fyysisen merkityksen. Esimerkiksi ryhmänumero, joka osoittaa elementin korkeimman valenssin, paljastaa siten tietyn alkuaineen atomissa olevien elektronien enimmäismäärän, joka voi osallistua kemiallisen sidoksen muodostumiseen.

Jaksoluku puolestaan ​​​​osoitti liittyvän tietyn ajanjakson alkuaineen atomin elektronikuoressa olevien energiatasojen määrään.

Siten esimerkiksi tina Sn:n "koordinaatit" (sarjanumero 50, jakso 5, ryhmän IV pääalaryhmä) tarkoittavat, että tinaatomissa on 50 elektronia, ne jakautuvat 5 energiatasolle, vain 4 elektronia on valenssia. .

Eri luokkien alaryhmien elementtien löytämisen fyysinen merkitys on erittäin tärkeä. Osoittautuu, että luokan I alaryhmissä sijaitseville elementeille seuraava (viimeinen) elektroni sijaitsee s-alataso ulkoinen taso. Nämä elementit kuuluvat elektroniikkaperheeseen. Kategorian II alaryhmissä sijaitsevien alkuaineiden atomeille seuraava elektroni sijaitsee p-alataso ulkoinen taso. Nämä ovat p-elektroniperheen elementtejä, joten tina-atomeissa seuraava 50. elektroni sijaitsee ulkoisen, eli 5. energiatason p-alatasolla.

Kategorian III alaryhmien alkuaineiden atomeille seuraava elektroni sijaitsee d-alataso, mutta jo ulkoisella tasolla nämä ovat "d"-elektroniikkaperheen elementtejä. Lantanidi- ja aktinidiatomeissa seuraava elektroni sijaitsee f-alatasolla, ennen ulkotasoa. Nämä ovat elektroniperheen elementtejä "f".

Ei siis ole sattumaa, että näiden edellä mainittujen neljän kategorian alaryhmien lukumäärät, eli 2-6-10-14, ovat yhtäpitäviä s-p-d-f-alatasojen elektronien enimmäismäärien kanssa.

Mutta käy ilmi, että on mahdollista ratkaista kysymys elektronikuoren täyttöjärjestyksestä ja johtaa minkä tahansa elementin atomin elektroninen kaava jaksollisen järjestelmän perusteella, joka riittävän selkeästi osoittaa kunkin tason ja alitason. peräkkäinen elektroni. Periodinen järjestelmä ilmaisee myös elementtien sijoittelun peräkkäin jaksoihin, ryhmiin, alaryhmiin ja niiden elektronien jakautumista tasojen ja alatasojen kesken, koska jokaisella elementillä on oma, joka kuvaa sen viimeistä elektronia. Katsotaanpa esimerkkinä elektronisen kaavan laatimista elementin zirkonium (Zr) atomille. Periodinen järjestelmä antaa indikaattoreita ja "koordinaatteja" tälle elementille: sarjanumero 40, jakso 5, ryhmä IV, toissijainen alaryhmä Ensimmäiset johtopäätökset: a) elektroneja on kaikkiaan 40, b) nämä 40 elektronia ovat jakautuneet viidelle energiatasolle; c) 40 elektronista vain 4 on valenssia, d) seuraava 40. elektroni tuli d-alatasolle ennen ulompaa, eli neljättä energiatasoa. Samanlaisia ​​johtopäätöksiä voidaan tehdä jokaisesta zirkoniumia edeltäneestä 39 alkuaineesta, vain indikaattorit ja koordinaatit ovat erilaisia ​​joka kerta.