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 reușit să înțeleagă 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 material didactic. Și a decis să scrie o nouă carte - „Fundamentals of Chemistry”.

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 strălucit de previziune științifică: în 1870, Dmitri Ivanovici a prezis existența a trei elemente atunci necunoscute, pe care le-a numit ekasilicon, ekaaluminiu și ekaboron. 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 că Mendeleev avea dreptate; rearanjamentele acestor elemente care nu sunt în conformitate 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 euinainte deVII, iar în formulele compușilor hidrogen volatili scade de la IV inainte deeu.

Principiile de bază ale construirii tabelului periodic.

Semn de comparație	D.I.Mendeleev
1. Cum se stabilește succesiunea elementelor după numere? (Care este baza p.s.?)	Elementele sunt aranjate în ordinea creșterii maselor atomice relative. Există excepții de la aceasta. Ar – K, Co – Ni, Te – I, Th - Pa
2. Principiul combinării elementelor în grupuri.	Semn calitativ. Asemănarea proprietăților substanțelor simple și substanțelor complexe de același tip.
3. Principiul combinării elementelor în perioade.

Legea periodică a lui Dmitri Ivanovici Mendeleev este una dintre legile fundamentale ale naturii, care leagă dependența proprietăților elementelor chimice și substanțelor simple cu masele lor atomice. În prezent, legea a fost rafinată, iar dependența proprietăților este explicată de sarcina nucleului atomic.

Legea a fost descoperită de un om de știință rus în 1869. Mendeleev l-a prezentat comunității științifice într-un raport la congresul Societății Ruse de Chimie (raportul a fost făcut de un alt om de știință, deoarece Mendeleev a fost obligat să plece de urgență la instrucțiunile Societății Economice Libere din Sankt Petersburg). În același an, a fost publicat manualul „Fundamentals of Chemistry”, scris de Dmitri Ivanovici pentru studenți. În ea, omul de știință a descris proprietățile compușilor populari și, de asemenea, a încercat să ofere o sistematizare logică a elementelor chimice. De asemenea, a prezentat pentru prima dată un tabel cu elemente aranjate periodic, ca interpretare grafică a legii periodice. Toți anii următori, Mendeleev și-a îmbunătățit tabelul, de exemplu, a adăugat o coloană de gaze inerte, care au fost descoperite 25 de ani mai târziu.

Comunitatea științifică nu a acceptat imediat ideile marelui chimist rus, nici măcar în Rusia. Dar după ce au fost descoperite trei elemente noi (galiu în 1875, scandiu în 1879 și germaniu în 1886), prezise și descrise de Mendeleev în faimosul său raport, legea periodică a fost recunoscută.

• Este o lege universală a naturii.
• Tabelul, care reprezintă grafic legea, include nu numai toate elementele cunoscute, ci și pe cele care sunt încă în curs de descoperire.
• Toate descoperirile noi nu au afectat relevanța legii și a tabelului. Masa este îmbunătățită și schimbată, dar esența sa a rămas neschimbată.
• A făcut posibilă clarificarea greutăților atomice și a altor caracteristici ale unor elemente și prezicerea existenței unor elemente noi.
• Chimiștii au primit un indiciu de încredere despre cum și unde să caute elemente noi. În plus, legea permite, cu un grad mare de probabilitate, să se determine în prealabil proprietățile elementelor încă nedescoperite.
• A jucat un rol important în dezvoltarea chimiei anorganice în secolul al XIX-lea.

Istoria descoperirii

Există o legendă frumoasă că Mendeleev și-a văzut masa în vis și s-a trezit dimineața și a notat-o. De fapt, acesta este doar un mit. Omul de știință însuși a spus de multe ori că și-a dedicat 20 de ani din viață creării și îmbunătățirii tabelului periodic al elementelor.

Totul a început cu faptul că Dmitri Ivanovici a decis să scrie un manual de chimie anorganică pentru studenți, în care plănuia să sistematizeze toate cunoștințele cunoscute în acel moment. Și, firește, s-a bazat pe realizările și descoperirile predecesorilor săi. Pentru prima dată, atenția asupra relației dintre greutățile atomice și proprietățile elementelor a fost atrasă de chimistul german Döbereiner, care a încercat să împartă elementele cunoscute de el în triade cu proprietăți similare și greutăți care se supun unei anumite reguli. În fiecare triplă, elementul din mijloc avea o pondere apropiată de media aritmetică a celor două elemente exterioare. Omul de știință a reușit astfel să formeze cinci grupuri, de exemplu, Li–Na–K; Cl–Br–I. Dar acestea nu erau toate elemente cunoscute. În plus, cele trei elemente clar nu au epuizat lista elementelor cu proprietăți similare. Încercările de a găsi un model general au fost făcute mai târziu de către germanii Gmelin și von Pettenkofer, francezii J. Dumas și de Chancourtois și englezii Newlands și Odling. Cel mai mult a avansat omul de știință german Meyer, care în 1864 a alcătuit un tabel foarte asemănător cu tabelul periodic, dar acesta conținea doar 28 de elemente, în timp ce 63 erau deja cunoscute.

Spre deosebire de predecesorii săi, Mendeleev a reușit intocmeste un tabel care sa cuprinda toate elementele cunoscute dispuse dupa un anumit sistem. În același timp, a lăsat câteva celule goale, calculând aproximativ greutățile atomice ale unor elemente și descriind proprietățile acestora. În plus, omul de știință rus a avut curajul și prevederea să declare că legea pe care a descoperit-o era o lege universală a naturii și a numit-o „lege periodică”. După ce a spus „ah”, a continuat și a corectat greutățile atomice ale elementelor care nu se potriveau în tabel. La o examinare mai atentă, s-a dovedit că corecțiile sale au fost corecte, iar descoperirea elementelor ipotetice pe care le-a descris a devenit confirmarea finală a adevărului noii legi: practica a dovedit validitatea teoriei.

Ca urmare a studierii acestui subiect, veți învăța: de ce hidrogenul este plasat simultan în prima și a șaptea grupă din tabelul periodic; de ce în unele elemente (de exemplu, Cr și Cu) există o „eșec” a electronului s exterior la învelișul d - pre-exterior; care este principala diferență între proprietățile elementelor subgrupurilor principale și secundare; care electroni sunt valență pentru elementele subgrupurilor principale și secundare; ce cauzează creșterea neuniformă a energiei de ionizare în timpul tranziției de la Li la Ne; care bază este mai puternică: LiOH sau KOH; Care acid este mai puternic: HCl sau HI. Ca urmare a studierii acestui subiect, veți învăța: înregistrarea configurațiilor electronice ale elementelor; stabiliți structura electronică a atomului unui element prin poziția sa în perioada și subgrupa corespunzătoare a sistemului periodic și, prin urmare, proprietățile sale; luând în considerare structura electronică a atomilor neexcitați, determinați numărul de electroni care pot participa la formarea legăturilor chimice, precum și posibilele stări de oxidare ale elementelor; comparați forțele relative ale acizilor și bazelor. Întrebări de studiu:

4.1. Dreptul periodic D.I. Mendeleev

Legea periodică este cea mai mare realizare a științei chimice, baza întregii chimie moderne. Odată cu descoperirea sa, chimia a încetat să mai fie o știință descriptivă; previziunea științifică a devenit posibilă în ea.

Legea periodică descoperită D. I. Mendeleevîn 1869, omul de știință a formulat această lege după cum urmează: „Proprietățile corpurilor simple, precum și formele și proprietățile compușilor elementelor, depind periodic de mărimea greutăților atomice ale elementelor.”

Un studiu mai detaliat al structurii materiei a arătat că periodicitatea proprietăților elementelor este determinată nu de masa atomică, ci de structura electronică a atomilor.

Sarcina nucleară este o caracteristică care determină structura electronică a atomilor și, prin urmare, proprietățile elementelor. Prin urmare, în formularea modernă, Legea periodică sună astfel: proprietățile substanțelor simple, precum și formele și proprietățile compușilor elementelor, depind periodic de numărul atomic (de valoarea de încărcare a nucleului atomilor lor). ).

Expresia Legii periodice este tabelul periodic al elementelor.

4.2. Tabelul periodic al lui D. I. Mendeleev

Tabelul periodic al elementelor de D.I. Mendeleev constă din șapte perioade, care sunt secvențe orizontale de elemente dispuse în ordinea crescătoare a sarcinii nucleului lor atomic. Perioadele 1, 2, 3, 4, 5, 6 conțin 2, 8, 8, 18, 18, respectiv 32 de elemente. A șaptea perioadă nu este finalizată. Se numesc perioadele 1, 2 și 3 mic, restul - mare.

Fiecare perioadă (cu excepția primei) începe cu atomi de metale alcaline (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) și se termină cu un gaz nobil (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), care este precedat de un tipic nemetal. În perioadele de la stânga la dreapta, proprietățile metalice slăbesc treptat și proprietățile nemetalice cresc, deoarece odată cu creșterea sarcinii pozitive a nucleelor ​​atomice, numărul de electroni la nivel extern crește.

În prima perioadă, pe lângă heliu, există un singur element - hidrogenul. Este plasat condiționat în subgrupul IA sau VIIA, deoarece prezintă asemănări atât cu metalele alcaline, cât și cu halogenii. Asemănarea hidrogenului cu metalele alcaline se manifestă prin faptul că hidrogenul, ca și metalele alcaline, este un agent reducător și, prin donarea unui electron, formează un cation unic încărcat. Hidrogenul are mai multe în comun cu halogenii: hidrogenul, ca și halogenii, este un nemetal, molecula sa este diatomică, poate prezenta proprietăți oxidante, formând hidruri asemănătoare sărurilor cu metale active, de exemplu, NaH, CaH 2.

În a patra perioadă, după Ca, există 10 elemente de tranziție (decada Sc - Zn), urmate de restul de 6 elemente principale ale perioadei (Ga - Kg). A cincea perioadă este construită în mod similar. Concept element de tranziție folosit de obicei pentru a se referi la orice element cu electroni d sau f de valență.

Perioadele a șasea și a șaptea au inserții duble de elemente. În spatele elementului Ba există un deceniu inserat de elemente d (La - Hg), iar după primul element de tranziție La există 14 elemente f - lantanide(Se - Lu). După Hg există restul de 6 elemente p principale ale perioadei a șasea (Tl - Rn).

În a șaptea perioadă (incompletă), Ac este urmată de 14 elemente f- actinide(T - Lr). Recent, La și Ac au început să fie clasificate ca lantanide și, respectiv, actinide. Lantanidele și actinidele sunt plasate separat în partea de jos a mesei.

Astfel, fiecare element din tabelul periodic ocupă o poziție strict definită, care este marcată ordinal, sau atomic număr.

În tabelul periodic, opt grupuri sunt situate vertical (I – VIII), care, la rândul lor, sunt împărțite în subgrupe - cele principale, sau subgrupele A și efecte secundare, sau subgrupa B. Subgrupa VIIIB este specială, conține triade elemente care alcătuiesc familiile fierului (Fe, Co, Ni) și a metalelor platinei (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).

Asemănarea elementelor din cadrul fiecărui subgrup este modelul cel mai vizibil și important din tabelul periodic. În principalele subgrupe, de sus în jos, proprietățile metalice cresc, iar proprietățile nemetalice slăbesc. În acest caz, există o creștere a stabilității compușilor elementelor în cea mai scăzută stare de oxidare pentru un subgrup dat. În subgrupele laterale, dimpotrivă, de sus în jos, proprietățile metalice slăbesc și stabilitatea compușilor cu cea mai mare stare de oxidare crește.

4.3. Tabelul periodic și configurațiile electronice ale atomilor

Deoarece în timpul reacțiilor chimice nucleii atomilor care reacţionează nu se modifică, proprietățile chimice ale atomilor depind de structura învelișului lor electronic.

Umplerea straturilor electronice și a învelișurilor de electroni ale atomilor are loc în conformitate cu principiul Pauli și cu regula lui Hund.

Principiul lui Pauli (excluderea lui Pauli)

Doi electroni dintr-un atom nu pot avea patru numere cuantice identice (fiecare orbital atomic nu poate conține mai mult de doi electroni).

Principiul Pauli determină numărul maxim de electroni care posedă un număr cuantic principal dat n(adică situat pe acest strat electronic): N n = 2n 2. Primul strat de electroni (nivel de energie) nu poate avea mai mult de 2 electroni, al doilea – 8, al treilea – 18 etc.

Într-un atom de hidrogen, de exemplu, există un electron, care este situat la primul nivel de energie în starea 1s. Spinul acestui electron poate fi direcționat în mod arbitrar (m s = +1/2 sau m s = –1/2). Trebuie subliniat încă o dată că primul nivel energetic constă dintr-un subnivel - 1s, al doilea nivel energetic - din două subniveluri - 2s și 2p, al treilea - din trei subniveluri - 3s, 3p, 3d etc. Subnivelul, la rândul său, conține orbitali, al căror număr este determinat de numărul cuantic lateral l și egal cu (2 l + 1). Fiecare orbital este desemnat în mod convențional printr-un pătrat, electronul situat pe el este desemnat printr-o săgeată, a cărei direcție indică orientarea spinului acestui electron. Aceasta înseamnă că starea unui electron într-un atom de hidrogen poate fi reprezentată ca 1s 1 sau reprezentată ca o celulă cuantică, Fig. 4.1:

Orez. 4.1. Simbol pentru un electron dintr-un atom de hidrogen din orbitalul 1s

Pentru ambii electroni ai atomului de heliu n = 1, l = 0, m l= 0, m s = +1/2 și –1/2. Prin urmare, formula electronică a heliului este 1s 2. Învelișul de electroni a heliului este complet și foarte stabil. Heliul este un gaz nobil.

Conform principiului Pauli, nu pot exista doi electroni cu spin paralel într-un orbital. Al treilea electron dintr-un atom de litiu ocupă orbitalul 2s. Configurația electronică a lui Li este 1s 2 2s 1, iar cea a beriliului este 1s 2 2s 2. Deoarece orbitalul 2s este umplut, al cincilea electron al atomului de bor ocupă orbitalul 2p. La n= numărul cuantic cu 2 părți (orbital). l ia valorile 0 și 1. Când l = 0 (starea 2s) m l= 0 și la l = 1 (2p – stare) m l poate fi egal cu +1; 0; -1. Starea 2p corespunde la trei celule energetice, Fig. 4.2.

Orez. 4.2. Dispunerea electronilor unui atom de bor în orbitali

Pentru atomul de azot (configurația electronică 1s 2 2s 2 2p 3 doi electroni pe primul nivel, cinci pe al doilea), sunt posibile următoarele două variante ale structurii electronice, Fig. 4.3:

Orez. 4.3. Opțiuni posibile pentru aranjarea electronilor atomului de azot în orbitali

În prima schemă, Fig. 4.3a, spinul total este egal cu 1/2 (+1/2 –1/2 +1/2), în a doua (Fig. 4.3b) spinul total este egal cu 3 /2 (+1/2 + 1/2 +1/2). Locația învârtirilor este determinată regula lui Hund care scrie: umplerea nivelurilor de energie are loc în așa fel încât rotația totală să fie maximă.

Prin urmare , Dintre cele două scheme date pentru structura atomului de azot, prima corespunde stării stabile (cu cea mai mică energie), unde toți electronii p ocupă orbiti diferiți. Orbitalii de subnivel sunt umpluți după cum urmează: mai întâi, un electron cu aceiași spini și apoi un al doilea electron cu spini opuși.

Începând cu sodiu, se umple al treilea nivel de energie cu n = 3. Distribuția electronilor atomilor elementelor din perioada a treia în orbitali este prezentată în Fig. 4.4.

Orez. 4.4. Distribuția electronilor în orbitali pentru atomii elementelor din perioada a treia în starea fundamentală

Într-un atom, fiecare electron ocupă un orbital liber cu cea mai mică energie corespunzătoare conexiunii sale celei mai puternice cu nucleul. În 1961 V.M. Klechkovsky a formulat o poziţie generală conform căreia energia orbitalilor de electroni crește în ordinea creșterii sumei numerelor cuantice principale și secundare ( n + l), iar în cazul egalității acestor sume, orbitalul cu o valoare mai mică a numărului cuantic principal n are energie mai mică.

Secvența nivelurilor de energie în ordinea creșterii energiei este aproximativ după cum urmează:

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

Să luăm în considerare distribuția electronilor în orbitalii atomilor elementelor din perioada a patra (Fig. 4.5).

Orez. 4.5. Distribuția electronilor pe orbitalii atomilor elementelor din perioada a patra în starea fundamentală

După potasiu (configurația electronică 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1) și calciu (configurația electronică 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2), învelișul 3d interior este umplut cu elemente de tranziție Sc - Zn). Trebuie remarcat faptul că există două anomalii: pentru atomii de Cr și Cu la 4 s-shell nu conține doi electroni, ci unul, adică. apare așa-numita „eșec” a electronului exterior 4s față de învelișul 3d anterior. Structura electronică a atomului de crom poate fi reprezentată astfel (Fig. 4.6).

Orez. 4.6. Distribuția electronilor peste orbiti pentru atomul de crom

Motivul fizic pentru „încălcarea” ordinii de umplere este asociat cu capacitatea diferită de penetrare a orbitalilor de electroni în nucleu, stabilitatea specială a configurațiilor electronice d 5 și d 10, f 7 și f 14, corespunzătoare umplerii de orbitalii electronici cu unul sau doi electroni, precum și efectul de ecranare al nucleelor ​​straturilor de încărcare electronică interne.

Configurațiile electronice ale atomilor de Mn, Fe, Co, Ni, Cu și Zn sunt reflectate de următoarele formule:

25 Mn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 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 3d 10 4s 1,

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

După zinc, începând de la al 31-lea element - galiu până la al 36-lea element - cripton, continuă umplerea celui de-al patrulea strat (4p - coajă). Configurațiile electronice ale acestor elemente sunt următoarele:

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

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

33 Ca 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 ,

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

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

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

Trebuie remarcat faptul că, dacă excluderea Pauli nu este încălcată, în stările excitate electronii pot fi localizați în alți orbitali atomici.

4.4. Tipuri de elemente chimice

Toate elementele tabelului periodic sunt împărțite în patru tipuri:

1. În atomi s-elemente se umplu cojile în S ale stratului exterior (n). Elementele includ hidrogenul, heliul și primele două elemente ale fiecărei perioade.

2. La atomi p-elemente electronii umplu învelișurile p ale nivelului exterior (np). Elementele p includ ultimele 6 elemente ale fiecărei perioade (cu excepția primei).

3. U d-elemente este umplut cu electroni d–shell al doilea nivel exterior (n–1) d. Acestea sunt elemente de plug-in decenii de perioade mari situate între elementele s- și p-.

4. U elemente f subnivelul f al celui de-al treilea nivel exterior (n–2) f este umplut cu electroni. Familia de elemente f include lantanide și actinide.

Din luarea în considerare a structurii electronice a atomilor neexcitați în funcție de numărul atomic al elementului, rezultă:

Numărul de niveluri de energie (straturi electronice) ale unui atom al oricărui element este egal cu numărul perioadei în care se află elementul. Aceasta înseamnă că elementele s se găsesc în toate perioadele, elementele p în a doua și perioadele ulterioare, elementele d în perioadele a patra și următoarele și elementele f în perioadele a șasea și a șaptea.

Numărul perioadei coincide cu numărul cuantic principal al electronilor exteriori ai atomului.

Elementele s și p formează subgrupele principale, elementele d formează subgrupuri secundare, elementele f formează familiile de lantanide și actinide. Astfel, subgrupul include elemente ai căror atomi au de obicei o structură similară nu numai a stratului exterior, ci și a stratului pre-exterior (cu excepția elementelor în care există o „eșec” a electronului).

Numărul grupului indică de obicei numărul de electroni care pot participa la formarea legăturilor chimice. Acesta este sensul fizic al numărului de grup. Elementele subgrupurilor laterale au electroni de valență nu numai în învelișul lor exterior, ci și în penultimul înveliș. Aceasta este principala diferență în proprietățile elementelor subgrupurilor principale și secundare.

Elementele cu electroni d sau f de valență se numesc elemente de tranziție.

Numărul grupului, de regulă, este egal cu cea mai mare stare de oxidare pozitivă a elementelor pe care le prezintă în compuși. Excepția este fluorul - starea sa de oxidare este –1; Dintre elementele din Grupa VIII, numai Os, Ru și Xe au o stare de oxidare cunoscută de +8.

4.5. Periodicitatea proprietăților atomilor elementelor

Asemenea caracteristici ale atomilor precum raza lor, energia de ionizare, afinitatea electronilor, electronegativitatea și starea de oxidare sunt asociate cu structura electronică a atomului.

Există raze ale atomilor metalici și raze covalente ale atomilor nemetalici. Razele atomilor de metal sunt calculate pe baza distanțelor interatomice, care sunt bine cunoscute pentru majoritatea metalelor pe baza datelor experimentale. În acest caz, raza unui atom de metal este egală cu jumătate din distanța dintre centrele a doi atomi vecini. În mod similar se calculează razele covalente ale nemetalelor în molecule și cristale de substanțe simple. Cu cât raza atomică este mai mare, cu atât este mai ușor pentru electronii exteriori să se desprindă de nucleu (și invers). Spre deosebire de razele atomice, razele ionice sunt valori arbitrare.

De la stânga la dreapta în perioade, valoarea razelor atomice ale metalelor scade, iar razele atomice ale nemetalelor se modifică într-un mod complex, deoarece depinde de natura legăturii chimice. În a doua perioadă, de exemplu, razele atomilor mai întâi scad și apoi cresc, mai ales brusc când se trece la un atom de gaz nobil.

În principalele subgrupe, razele atomilor cresc de sus în jos, pe măsură ce crește numărul de straturi electronice.

Raza unui cation este mai mică decât raza atomului său corespunzător și, pe măsură ce sarcina pozitivă a cationului crește, raza acestuia scade. Dimpotrivă, raza unui anion este întotdeauna mai mare decât raza atomului său corespunzător. Particulele (atomi și ioni) care au același număr de electroni se numesc izoelectronice. În seria ionilor izoelectronici, raza scade pe măsură ce raza negativă a ionului scade și raza pozitivă crește. O astfel de scădere apare, de exemplu, în seria: O 2–, F–, Na +, Mg 2+, Al 3+.

Energie de ionizare– energia necesară pentru a îndepărta un electron dintr-un atom în starea fundamentală. Este de obicei exprimat în electron volți (1 eV = 96,485 kJ/mol). Într-o perioadă, de la stânga la dreapta, energia de ionizare crește odată cu creșterea sarcinii nucleare. În principalele subgrupe, de sus în jos, scade, deoarece distanța electronului la nucleu crește, iar efectul de ecranare al straturilor electronice interne crește.

Tabelul 4.1 prezintă valorile energiilor de ionizare (energii pentru îndepărtarea primului, al doilea, etc. electroni) pentru unii atomi.

În a doua perioadă, în timpul tranziției de la Li la Ne, crește energia de îndepărtare a primului electron (vezi Tabelul 4.1). Cu toate acestea, după cum se poate observa din tabel, energia de ionizare crește în mod neuniform: pentru bor și oxigen, care urmează beriliu și respectiv azot, se observă o scădere ușoară, care se datorează particularităților structurii electronice a atomilor.

Învelișul S exterior al beriliului este complet umplut, astfel încât electronul de lângă el, bor, intră în orbital p. Acest electron p este mai puțin strâns legat de nucleu decât electronul s, astfel încât îndepărtarea electronilor p necesită mai puțină energie.

Tabelul 4.1.

Energiile de ionizare eu atomi ai unor elemente

Fiecare orbital p al atomului de azot are un electron. În atomul de oxigen, un electron intră în orbitalul p, care este deja ocupat de un electron. Doi electroni din același orbital se resping puternic, deci este mai ușor să eliminați un electron dintr-un atom de oxigen decât dintr-un atom de azot.

Metalele alcaline au cea mai scăzută energie de ionizare, prin urmare au proprietăți metalice pronunțate; cea mai mare energie de ionizare este pentru gazele inerte.

Afinitatea electronică– energia eliberată atunci când un electron se atașează de un atom neutru. Afinitatea electronilor, ca și energia de ionizare, este de obicei exprimată în electroni volți. Cea mai mare afinitate electronică este pentru halogeni, cea mai scăzută pentru metalele alcaline. Tabelul 4.2 prezintă afinitățile electronice pentru atomii unor elemente.

Tabelul 4.2.

Afinitățile electronice ale atomilor unor elemente

Electronegativitatea- capacitatea unui atom dintr-o moleculă sau ion de a atrage electroni de valență de la alți atomi. Electronegativitatea (EO) ca măsură cantitativă este o valoare aproximativă. Au fost propuse aproximativ 20 de scale de electronegativitate, dintre care cea mai larg recunoscută este scara dezvoltată de L. Pauling. În fig. 4.7 arată valorile EO conform lui Pauling.

Orez. 4.7. Electronegativitatea elementelor (după Pauling)

Fluorul este cel mai electronegativ dintre toate elementele de pe scara Pauling. EO-ul său este considerat 4. Cel mai puțin electronegativ este cesiul. Hidrogenul ocupă o poziție intermediară, deoarece atunci când interacționează cu unele elemente renunță la un electron, iar când interacționează cu altele câștigă.

4.6. Proprietățile acido-bazice ale compușilor; Circuitul Kossel

Pentru a explica natura modificării proprietăților acido-bazice ale compușilor elementelor, Kossel (Germania) a propus să utilizeze o schemă simplă bazată pe presupunerea că există o legătură pur ionică în molecule și are loc o interacțiune Coulomb între ioni. . Schema Kossel descrie proprietățile acido-bazice ale compușilor care conțin legături E-H și E-O-H, în funcție de sarcina nucleului și de raza elementului care le formează.

Diagrama Kossel pentru doi hidroxizi metalici, cum ar fi LiOH și KOH, este prezentată în Fig. 4.8.

Orez. 4.8. Diagrama Kossel pentru LiOH și KOH

După cum se poate observa din diagrama prezentată, raza ionului Li + este mai mică decât raza ionului K + și gruparea OH - este legată mai strâns de cationul de litiu decât de cationul de potasiu. Ca rezultat, KOH va fi mai ușor de disociat în soluție și proprietățile de bază ale hidroxidului de potasiu vor fi mai pronunțate.

Într-un mod similar, puteți analiza schema Kossel pentru două baze CuOH și Cu(OH) 2. Deoarece raza ionului Cu 2+ este mai mică și sarcina este mai mare decât cea a ionului Cu +, gruparea OH - va fi ținută mai ferm de ionul Cu 2+. Ca rezultat, baza Cu(OH)2 va fi mai slabă decât CuOH.

Prin urmare, puterea bazelor crește pe măsură ce raza cationului crește și sarcina lui pozitivă scade.

În principalele subgrupe, de sus în jos, rezistența bazelor crește pe măsură ce razele ionilor elementului cresc în această direcție. În perioade de la stânga la dreapta, razele ionilor elementului scad și sarcina lor pozitivă crește, astfel încât puterea bazelor scade în această direcție.

Diagrama Kossel pentru doi acizi fără oxigen, de exemplu, HCl și HI, este prezentată în Fig. 4.9

Orez. 4.9. Diagrama Kossel pentru HCl și HI

Deoarece raza ionului clorură este mai mică decât cea a ionului iodură, ionul H+ este legat mai puternic de anionul din molecula de acid clorhidric, care va fi mai slab decât acidul iodhidric. Prin urmare, puterea acizilor anoxici crește odată cu creșterea razei ionilor negativi.

Puterea acizilor care conțin oxigen se modifică în sens invers. Ea crește pe măsură ce raza ionului scade și sarcina sa pozitivă crește. În fig. Figura 4.10 prezintă diagrama Kossel pentru doi acizi HClO și HClO 4.

Orez. 4.10. Diagrama Kossel pentru HClO și HClO4

Ionul C1 7+ este ferm legat de ionul de oxigen, astfel încât protonul va fi separat mai ușor în molecula de HC1O 4. În același timp, legătura dintre ionul C1+ și ionul O2- este mai puțin puternică, iar în molecula HC1O protonul va fi reținut mai puternic de către anionul O2-. Ca rezultat, HClO 4 va fi un acid mai puternic decât HClO.

Avantajul schemei lui Kossel este că, folosind un model simplu, permite explicarea naturii modificărilor proprietăților acido-bazice ale compușilor dintr-o serie de substanțe similare. Cu toate acestea, această schemă este pur calitativă. Vă permite doar să comparați proprietățile compușilor și nu face posibilă determinarea proprietăților acido-bazice ale unui singur compus selectat în mod arbitrar. Dezavantajul acestui model este că se bazează doar pe concepte electrostatice, în timp ce în natură nu există o legătură ionică pură (sută la sută).

4.7. Proprietățile redox ale elementelor și compușilor acestora

O modificare a proprietăților redox ale substanțelor simple poate fi ușor stabilită luând în considerare natura modificării electronegativității elementelor corespunzătoare. În principalele subgrupe, de sus în jos, electronegativitatea scade, ceea ce duce la o scădere a proprietăților oxidative și o creștere a proprietăților reducătoare în această direcție. În perioadele de la stânga la dreapta, electronegativitatea crește. Ca urmare, în această direcție, proprietățile reducătoare ale substanțelor simple scad, iar proprietățile oxidante cresc. Astfel, agenții reducători puternici sunt localizați în colțul din stânga jos al tabelului periodic al elementelor (potasiu, rubidiu, cesiu, bariu), în timp ce agenții puternici de oxidare sunt localizați în colțul din dreapta sus (oxigen, fluor, clor).

Proprietățile redox ale compușilor elementelor depind de natura lor, de gradul de oxidare al elementelor, de poziția elementelor în tabelul periodic și de o serie de alți factori.

În principalele subgrupe, de sus în jos, proprietățile oxidante ale acizilor care conțin oxigen, în care atomii elementului central au aceeași stare de oxidare, scad. Agenții oxidanți puternici sunt acizii nitric și sulfuric concentrat. Cu cât starea de oxidare pozitivă a elementului din compus este mai mare, cu atât proprietățile sale de oxidare sunt mai pronunțate. Permanganatul de potasiu și dicromatul de potasiu prezintă proprietăți oxidante puternice.

În principalele subgrupe, proprietățile reducătoare ale anionilor simpli cresc de sus în jos. Agenții reducători puternici sunt HI, H2S, iodurile și sulfurile.

Aici cititorul va găsi informații despre una dintre cele mai importante legi descoperite vreodată de om în domeniul științific - legea periodică a lui Dmitri Ivanovici Mendeleev. Vă veți familiariza cu semnificația și influența acesteia asupra chimiei; vor fi luate în considerare prevederile generale, caracteristicile și detaliile legii periodice, istoria descoperirii și principalele prevederi.

Ce este legea periodică

Legea periodică este o lege naturală de natură fundamentală, care a fost descoperită pentru prima dată de D.I. Mendeleev încă din 1869, iar descoperirea în sine a avut loc printr-o comparație a proprietăților unor elemente chimice și a valorilor masei atomice cunoscute la acea vreme.

Mendeleev a susținut că, conform legii sale, corpurile simple și complexe și diferiții compuși ai elementelor depind de dependența lor de tip periodic și de greutatea atomului lor.

Legea periodică este unică în felul ei și asta se datorează faptului că nu este exprimată prin ecuații matematice, spre deosebire de alte legi fundamentale ale naturii și ale universului. Grafic, își găsește expresia în tabelul periodic al elementelor chimice.

Istoria descoperirii

Descoperirea legii periodice a avut loc în 1869, dar încercările de a sistematiza toate elementele x-th cunoscute au început cu mult înainte de aceasta.

Prima încercare de a crea un astfel de sistem a fost făcută de I. V. Debereiner în 1829. El a clasificat toate elementele chimice cunoscute de el în triade, legate între ele prin apropierea a jumătate din suma maselor atomice incluse în acest grup de trei componente. . În urma lui Debereiner, s-a încercat crearea unui tabel unic de clasificare a elementelor de către A. de Chancourtois, el a numit sistemul său „spirala pământească”, iar după el octava Newlands a fost compilată de John Newlands. În 1864, aproape simultan, William Olding și Lothar Meyer au publicat tabele create independent unul de celălalt.

Legea periodică a fost prezentată comunității științifice spre revizuire la 8 martie 1869, iar acest lucru s-a întâmplat în timpul unei reuniuni a Societății Ruse. Dmitri Ivanovici Mendeleev și-a anunțat descoperirea în fața tuturor, iar în același an a fost publicat manualul lui Mendeleev „Fundamentals of Chemistry”, unde a fost afișat pentru prima dată tabelul periodic creat de el. Un an mai târziu, în 1870, a scris un articol și l-a înaintat Societății Ruse de Chimie, unde a fost folosit pentru prima dată conceptul de lege periodică. În 1871, Mendeleev a oferit o descriere exhaustivă a conceptului său în celebrul său articol despre legea periodică a elementelor chimice.

Contribuție neprețuită la dezvoltarea chimiei

Importanța legii periodice este incredibil de mare pentru comunitatea științifică din întreaga lume. Acest lucru se datorează faptului că descoperirea sa a dat un impuls puternic dezvoltării atât a chimiei, cât și a altor științe naturale, de exemplu, fizica și biologia. Relația dintre elemente și caracteristicile lor calitative chimice și fizice a fost deschisă; acest lucru a făcut posibilă și înțelegerea esenței construcției tuturor elementelor după un singur principiu și a dat naștere formulării moderne a conceptelor despre elementele chimice, pentru a concretiza cunoștințele. de substanţe cu structură complexă şi simplă.

Utilizarea legii periodice a făcut posibilă rezolvarea problemei prognozei chimice și determinarea motivului comportării elementelor chimice cunoscute. Fizica atomică, inclusiv energia nucleară, a devenit posibilă ca urmare a aceleiași legi. La rândul lor, aceste științe au făcut posibilă extinderea orizontului esenței acestei legi și aprofundarea înțelegerii acesteia.

Proprietățile chimice ale elementelor din tabelul periodic

În esență, elementele chimice sunt interconectate prin caracteristicile inerente lor în starea unui atom sau ion liber, solvat sau hidratat, într-o substanță simplă și forma pe care o pot forma numeroșii lor compuși. Cu toate acestea, aceste proprietăți constau de obicei din două fenomene: proprietăți caracteristice unui atom în stare liberă și ale unei substanțe simple. Există multe tipuri de proprietăți de acest tip, dar cele mai importante sunt:

1. Ionizarea atomică și energia sa, în funcție de poziția elementului în tabel, numărul său ordinal.
2. Afinitatea energetică a unui atom și a unui electron, care, ca și ionizarea atomică, depinde de locația elementului în tabelul periodic.
3. Electronegativitatea unui atom, care nu are o valoare constantă, dar se poate modifica în funcție de diverși factori.
4. Razele atomilor și ionilor - aici, de regulă, sunt utilizate date empirice, care sunt asociate cu natura ondulatorie a electronilor într-o stare de mișcare.
5. Atomizarea substanțelor simple - o descriere a capacităților de reactivitate ale unui element.
6. Stările de oxidare sunt o caracteristică formală, dar apar ca una dintre cele mai importante caracteristici ale unui element.
7. Potențialul de oxidare pentru substanțele simple este o măsurare și indicare a potențialului unei substanțe de a acționa în soluții apoase, precum și a nivelului de manifestare a proprietăților redox.

Periodicitatea elementelor de tip intern și secundar

Legea periodică oferă o înțelegere a unei alte componente importante a naturii - periodicitatea internă și secundară. Domeniile menționate mai sus de studiu a proprietăților atomice sunt de fapt mult mai complexe decât s-ar putea crede. Acest lucru se datorează faptului că elementele s, p, d ale tabelului își schimbă caracteristicile calitative în funcție de poziția lor în perioadă (periodicitate internă) și grup (periodicitate secundară). De exemplu, procesul intern de tranziție a elementului s de la primul grup la al optulea la elementul p este însoțit de puncte minime și maxime pe curba liniei energetice a atomului ionizat. Acest fenomen arată instabilitatea internă a periodicității modificărilor proprietăților unui atom în funcție de poziția sa în perioadă.

Rezultate

Acum, cititorul are o înțelegere clară și o definiție a ceea ce este legea periodică a lui Mendeleev, își dă seama de semnificația ei pentru om și dezvoltarea diferitelor științe și are o idee despre prevederile sale moderne și despre istoria descoperirii sale.

Legea periodică a lui D.I. Mendeleev.

Proprietățile elementelor chimice și, prin urmare, proprietățile corpurilor simple și complexe pe care le formează, depind periodic de mărimea greutății atomice.

Sensul fizic al legii periodice.

Semnificația fizică a legii periodice constă în modificarea periodică a proprietăților elementelor, ca urmare a repetării periodice a e-lea înveliș de atomi, cu o creștere consistentă a n.

Formularea modernă a PZ-ului lui D.I. Mendeleev.

Proprietățile elementelor chimice, precum și proprietățile substanțelor simple sau complexe formate de acestea, depind periodic de mărimea sarcinii nucleelor ​​atomilor lor.

Tabelul periodic al elementelor.

Sistemul periodic este un sistem de clasificare a elementelor chimice creat pe baza legii periodice. Tabelul periodic stabilește relații între elementele chimice reflectând asemănările și diferențele dintre acestea.

Tabel periodic (există două tipuri: scurt și lung) de elemente.

Tabelul periodic al elementelor este o reprezentare grafică a sistemului periodic de elemente, este format din 7 perioade și 8 grupe.

Întrebarea 10

Sistemul periodic și structura învelișurilor electronice ale atomilor elementelor.

Ulterior s-a constatat că nu numai numărul de serie al unui element are o semnificație fizică profundă, dar și alte concepte discutate anterior au căpătat treptat un sens fizic. De exemplu, numărul grupului, care indică cea mai mare valență a unui element, dezvăluie astfel numărul maxim de electroni dintr-un atom al unui anumit element care poate participa la formarea unei legături chimice.

Numărul perioadei, la rândul său, s-a dovedit a fi legat de numărul de niveluri de energie prezente în învelișul de electroni a unui atom al unui element dintr-o anumită perioadă.

Astfel, de exemplu, „coordonatele” staniului Sn (numărul de serie 50, perioada 5, subgrupul principal al grupului IV) înseamnă că într-un atom de staniu există 50 de electroni, ei sunt distribuiți pe 5 niveluri de energie, doar 4 electroni sunt de valență .

Sensul fizic al găsirii elementelor în subgrupe de diferite categorii este extrem de important. Se dovedește că pentru elementele situate în subgrupele de categoria I, următorul (ultimul) electron este situat pe s-subnivel nivel extern. Aceste elemente aparțin familiei electronice. Pentru atomii elementelor situate în subgrupele din categoria II, următorul electron este situat pe p-subnivel nivel extern. Acestea sunt elemente ale familiei electronice „p”. Astfel, următorul electron al 50-lea din atomii de staniu este situat la subnivelul p al exteriorului, adică al 5-lea nivel de energie.

Pentru atomii elementelor din subgrupele de categoria III, următorul electron este situat pe d-subnivel, dar deja la nivel extern, acestea sunt elemente ale familiei electronice „d”. În atomii de lantanide și actinide, următorul electron este situat la subnivelul f, înainte de nivelul exterior. Acestea sunt elementele familiei electronice „f”.

Prin urmare, nu este o coincidență faptul că numărul de subgrupuri din aceste 4 categorii menționate mai sus, adică 2-6-10-14, coincid cu numărul maxim de electroni din subnivelurile s-p-d-f.

Dar se dovedește că este posibil să se rezolve problema ordinii de umplere a învelișului de electroni și să se obțină formula electronică pentru un atom al oricărui element pe baza sistemului periodic, care indică cu suficientă claritate nivelul și subnivelul fiecăruia. electron succesiv. Sistemul periodic indică, de asemenea, așezarea elementelor unul după altul în perioade, grupuri, subgrupe și distribuția electronilor acestora între niveluri și subnivele, deoarece fiecare element are propriile sale, care caracterizează ultimul său electron. Ca exemplu, să ne uităm la compilarea unei formule electronice pentru un atom al elementului zirconiu (Zr). Sistemul periodic oferă indicatorii și „coordonatele” acestui element: numărul de serie 40, perioada 5, grupa IV, subgrupul secundar Primele concluzii: a) sunt în total 40 de electroni, b) acești 40 de electroni sunt repartizați la cinci niveluri energetice; c) din 40 de electroni, doar 4 sunt de valență, d) următorul al 40-lea electron a intrat în subnivelul d înainte de nivelul exterior, adică al patrulea nivel de energie. coordonatele vor fi diferite de fiecare dată.