Dom » Sistem grijanja » Šta se nalazi u periodnom sistemu. Predavanje na temu: „Periodični sistem hemijskih elemenata D.I.

Šta se nalazi u periodnom sistemu. Predavanje na temu: „Periodični sistem hemijskih elemenata D.I.

U prirodi postoji mnogo ponavljajućih sekvenci:

godišnja doba;
Times of Day;
dani u sedmici…

Sredinom 19. vijeka, D.I. Mendelejev je primijetio da hemijska svojstva elemenata također imaju određeni slijed (kažu da mu je ta ideja došla u snu). Rezultat naučnikovih divnih snova bio je periodni sistem hemijskih elemenata, u kojem je D.I. Mendeljejev je rasporedio hemijske elemente po rastućoj atomskoj masi. U modernoj tabeli, hemijski elementi su raspoređeni u rastućem redosledu prema atomskom broju elementa (broj protona u jezgru atoma).

Atomski broj je prikazan iznad simbola hemijskog elementa, ispod simbola je njegova atomska masa (zbir protona i neutrona). Imajte na umu da atomska masa nekih elemenata nije cijeli broj! Zapamtite izotope! Atomska masa je ponderisani prosjek svih izotopa elementa koji se javljaju prirodno u prirodnim uvjetima.

Ispod tabele su lantanidi i aktinidi.

Metali, nemetali, metaloidi

Nalaze se u periodnom sistemu lijevo od stepenaste dijagonalne linije koja počinje sa borom (B) i završava polonijumom (Po) (izuzetak su germanij (Ge) i antimon (Sb). Lako je vidjeti da metali zauzimaju većinu Periodnog sistema. Glavna svojstva metala: čvrsta (osim žive); sjajan; dobri električni i toplotni provodnici; duktilni; savitljivi; lako doniraju elektrone.

Elementi desno od stepenaste dijagonale B-Po se nazivaju nemetali. Svojstva nemetala su direktno suprotna svojstvima metala: loši provodnici toplote i električne energije; fragile; nekovani; neplastični; obično prihvataju elektrone.

Metaloidi

Između metala i nemetala su polumetali(metaloidi). Karakteriziraju ih svojstva i metala i nemetala. Polumetali su svoju glavnu industrijsku primjenu našli u proizvodnji poluvodiča, bez kojih nije nezamislivo nijedno moderno mikrokolo ili mikroprocesor.

Razdoblja i grupe

Kao što je već pomenuto, periodni sistem se sastoji od sedam perioda. U svakom periodu, atomski brojevi elemenata rastu s lijeva na desno.

Svojstva elemenata u periodima menjaju se uzastopno: tako natrijum (Na) i magnezijum (Mg), koji se nalaze na početku trećeg perioda, daju elektrone (Na daje jedan elektron: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1; Mg odaje dva elektrona: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2). Ali hlor (Cl), koji se nalazi na kraju perioda, uzima jedan element: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5.

U grupama, naprotiv, svi elementi imaju ista svojstva. Na primjer, u IA(1) grupi, svi elementi od litijuma (Li) do francijuma (Fr) doniraju jedan elektron. I svi elementi grupe VIIA(17) uzimaju jedan element.

Neke grupe su toliko važne da su dobile posebna imena. Ove grupe su razmatrane u nastavku.

Grupa IA(1). Atomi elemenata ove grupe imaju samo jedan elektron u vanjskom elektronskom sloju, tako da lako doniraju jedan elektron.

Najvažniji alkalni metali su natrijum (Na) i kalij (K), budući da igraju važnu ulogu u procesu ljudskog života i sastavni su deo soli.

Elektronske konfiguracije:

Li- 1s 2 2s 1 ;
N / A- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ;
K- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

Grupa IIA(2). Atomi elemenata ove grupe imaju dva elektrona u spoljašnjem elektronskom sloju, koji takođe odustaju tokom hemijskih reakcija. Najvažniji element je kalcijum (Ca) – osnova kostiju i zuba.

Elektronske konfiguracije:

Budi- 1s 2 2s 2 ;
mg- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ;
Ca- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

Grupa VIIA(17). Atomi elemenata ove grupe obično primaju po jedan elektron, jer. na vanjskom elektronskom sloju ima po pet elemenata, a jedan elektron nedostaje samo u "kompletnom setu".

Najpoznatiji elementi ove grupe su: hlor (Cl) – deo je soli i izbeljivača; jod (I) je element koji igra važnu ulogu u aktivnosti ljudske štitne žlijezde.

Elektronska konfiguracija:

F- 1s 2 2s 2 2p 5 ;
Cl- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ;
Br- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5

Grupa VIII(18). Atomi elemenata ove grupe imaju potpuno "popunjen" vanjski elektronski sloj. Zbog toga "ne moraju" da prihvataju elektrone. I ne žele da ih daju. Otuda - elementi ove grupe vrlo "nerado" ulaze u hemijske reakcije. Dugo se vjerovalo da uopće ne reaguju (otuda i naziv "inertni", tj. "neaktivni"). Ali hemičar Neil Barlett otkrio je da neki od ovih plinova, pod određenim uvjetima, još uvijek mogu reagirati s drugim elementima.

Elektronske konfiguracije:

Ne- 1s 2 2s 2 2p 6 ;
Ar- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ;
kr- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

Valentni elementi u grupama

Lako je vidjeti da su unutar svake grupe elementi slični jedni drugima po svojim valentnim elektronima (elektroni s i p orbitala smješteni na vanjskom energetskom nivou).

Alkalni metali imaju po 1 valentni elektron:

Li- 1s 2 2s 1 ;
N / A- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ;
K- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

Zemnoalkalni metali imaju 2 valentna elektrona:

Budi- 1s 2 2s 2 ;
mg- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ;
Ca- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

Halogeni imaju 7 valentnih elektrona:

F- 1s 2 2s 2 2p 5 ;
Cl- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ;
Br- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5

Inertni gasovi imaju 8 valentnih elektrona:

Ne- 1s 2 2s 2 2p 6 ;
Ar- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ;
kr- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

Za više informacija pogledajte članak Valencija i tabela elektronskih konfiguracija atoma hemijskih elemenata po periodima.

Skrenimo sada našu pažnju na elemente koji se nalaze u grupama sa simbolima AT. Oni se nalaze u centru periodnog sistema i nazivaju se prelazni metali.

Posebnost ovih elemenata je prisustvo elektrona u atomima koji ispunjavaju d-orbitale:

sc- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 ;
Ti- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2

Odvojeno od glavnog stola nalaze se lantanidi i aktinidi su tzv unutrašnji prelazni metali. U atomima ovih elemenata popunjavaju se elektroni f-orbitale:

Ce- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 4f 1 5d 1 6s 2 ;
Th- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 4f 14 5d 10 6s 2 6p 6 6d 2 7s 2

Periodični sistem hemijskih elemenata je prirodna klasifikacija hemijskih elemenata, koja je grafički (tabelarni) izraz periodnog zakona hemijskih elemenata. Njegovu strukturu, u mnogo čemu sličnu modernoj, razvio je D. I. Mendeljejev na osnovu periodičnog zakona 1869-1871.

Prototip periodičnog sistema bilo je „Iskustvo sistema elemenata zasnovanog na njihovoj atomskoj težini i hemijskom afinitetu“, koje je sastavio D. I. Mendeljejev 1. marta 1869. Tokom dve godine naučnik je neprekidno usavršavao „Iskustvo sistema“ , uveo je ideju o elementima grupa, serija i perioda. Kao rezultat toga, struktura periodnog sistema je u mnogim aspektima dobila moderne obrise.

Za njegovu evoluciju važan je bio koncept mjesta elementa u sistemu, određenog brojevima grupe i perioda. Na osnovu ovog koncepta, Mendeljejev je došao do zaključka da je potrebno promijeniti atomske mase nekih elemenata: uranijuma, indija, cerijuma i njegovih satelita. Ovo je bila prva praktična primjena periodnog sistema. Mendeljejev je također bio prvi koji je predvidio postojanje nekoliko nepoznatih elemenata. Naučnik je opisao najvažnija svojstva ekaaluminijuma (budući galijum), ekabora (skandij) i ekasilicijuma (germanijum). Osim toga, predvidio je postojanje analoga mangana (budući tehnecijum i renijum), telura (polonijum), joda (astatina), cezijuma (francijum), barijuma (radijum), tantala (protaktinijum). Naučnika predviđanja u vezi sa ovim elementima bila su opšte prirode, pošto su se ti elementi nalazili u malo proučenim područjima periodnog sistema.

Prve verzije periodnog sistema su u mnogim aspektima predstavljale samo empirijsku generalizaciju. Uostalom, fizičko značenje periodičnog zakona nije bilo jasno, nije bilo objašnjenja razloga za periodičnu promjenu svojstava elemenata u zavisnosti od povećanja atomskih masa. Kao rezultat toga, mnogi problemi su ostali neriješeni. Postoje li ograničenja za periodični sistem? Da li je moguće odrediti tačan broj postojećih elemenata? Ostala je nejasna struktura šestog perioda – kolika je tačna količina rijetkih zemnih elemenata. Nije bilo poznato ima li još elemenata između vodonika i litijuma, kakva je struktura prvog perioda. Stoga su se sve do fizičke potkrepljenja periodnog zakona i razvoja teorije periodnog sistema više puta javljale ozbiljne poteškoće. Neočekivano je bilo otkriće 1894-1898. galaksija inertnih gasova za koje se činilo da nema mesta u periodnom sistemu. Ova poteškoća je otklonjena zahvaljujući ideji uključivanja nezavisne nulte grupe u strukturu periodnog sistema. Masovno otkriće radioelemenata na prijelazu iz 19. u 20. stoljeće. (do 1910. njihov broj je bio oko 40) dovela je do oštre kontradikcije između potrebe za njihovim smještajem u periodični sistem i njegove postojeće strukture. Za njih je bilo samo 7 slobodnih mjesta u šestom i sedmom periodu. Ovaj problem je riješen kao rezultat uspostavljanja pravila pomaka i otkrića izotopa.

Jedan od glavnih razloga nemogućnosti da se objasni fizičko značenje periodnog zakona i strukture periodnog sistema bio je taj što se nije znalo kako je atom izgrađen. Najvažnija prekretnica u razvoju periodnog sistema bilo je stvaranje atomskog modela od strane E. Rutherforda (1911). Na osnovu toga, holandski naučnik A. Van den Broek (1913) sugerisao je da je redni broj elementa u periodičnom sistemu brojčano jednak naboju jezgra njegovog atoma (Z). To je eksperimentalno potvrdio engleski naučnik G. Moseley (1913). Periodični zakon dobio je fizičko opravdanje: periodičnost promjena svojstava elemenata počela se razmatrati ovisno o Z-naboju jezgra atoma elementa, a ne o atomskoj masi.

Kao rezultat toga, struktura periodnog sistema je značajno ojačana. Određena je donja granica sistema. Ovo je vodonik, element sa minimalnim Z = 1. Postalo je moguće precizno procijeniti broj elemenata između vodonika i uranijuma. Identifikovane su „praznine“ u periodičnom sistemu, koje odgovaraju nepoznatim elementima sa Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Međutim, ostala su nejasna pitanja o tačnom broju elemenata retkih zemalja i, što je najvažnije, razlozi za periodične promjene u svojstvima elemenata nisu otkrivene u zavisnosti od Z.

Na osnovu utvrđene strukture periodnog sistema i rezultata proučavanja atomskih spektra, danski naučnik N. Bohr je 1918-1921. razvio ideje o redoslijedu izgradnje elektronskih ljuski i podljuski u atomima. Naučnik je došao do zaključka da se slične vrste elektronskih konfiguracija atoma periodično ponavljaju. Tako se pokazalo da se periodičnost promjena svojstava kemijskih elemenata objašnjava postojanjem periodičnosti u konstrukciji elektronskih ljuski i podljuska atoma.

Trenutno periodični sistem pokriva 126 elemenata. Od toga su svi transuranijumski elementi (Z = 93-107), kao i elementi sa Z = 43 (tehnecij), 61 (prometijum), 85 (astatin), 87 (francijum) dobijeni veštačkim putem. Tokom čitave istorije postojanja periodnog sistema, predložen je veliki broj (> 500) varijanti njegovog grafičkog prikaza, uglavnom u obliku tabela, kao i u obliku različitih geometrijskih figura (prostornih i planarnih). ), analitičke krive (spirale i sl.) itd. Najrasprostranjeniji su kratki, dugi i lestvicasti oblici tablica.

Trenutno se prednost daje kratkom.

Osnovni princip izgradnje periodnog sistema je njegova podjela na grupe i periode. Mendeljejevljev koncept redova elemenata trenutno se ne koristi, jer je lišen fizičkog značenja. Grupe su, pak, podijeljene na glavne (a) i sekundarne (b) podgrupe. Svaka podgrupa sadrži elemente - hemijske analoge. Elementi a- i b-podgrupe u većini grupa takođe pokazuju izvesnu sličnost među sobom, uglavnom u višim oksidacionim stanjima, koja su po pravilu jednaka broju grupe. Period je skup elemenata koji počinje alkalnim metalom i završava se inertnim gasom (poseban slučaj je prva perioda). Svaki period sadrži strogo određen broj elemenata. Periodični sistem se sastoji od osam grupa i osam perioda.

Posebnost prvi period je da sadrži samo 2 elementa: vodonik i helijum. Mjesto vodonika u sistemu je dvosmisleno. S obzirom da ispoljava svojstva zajednička sa alkalnim metalima i halogenima, svrstava se ili u Iaα- ili u VIIaα - podgrupu, pri čemu se potonja opcija češće koristi. Helijum je prvi predstavnik VIIIa podgrupe. Dugo vremena su helijum i svi inertni gasovi bili odvojeni u nezavisnu nultu grupu. Ova odredba je zahtijevala reviziju nakon sinteze hemijskih spojeva kriptona, ksenona i radona. Kao rezultat toga, inertni gasovi i elementi bivše grupe VIII (gvožđe, kobalt, nikl i metali platine) su kombinovani u jednu grupu. Ova opcija nije savršena, jer je inertnost helijuma i neona nesumnjiva.

Drugi period sadrži 8 elemenata. Počinje sa litijumom alkalnog metala, čije je jedino oksidaciono stanje +1. Sledi berilij (metal, oksidaciono stanje +2). Bor već pokazuje slabo izražen metalni karakter i nije metal (oksidaciono stanje +3). Pored bora, ugljenik je tipičan nemetal koji pokazuje i +4 i -4 oksidaciona stanja. Dušik, kiseonik, fluor i neon su svi nemetali, au dušiku najveće oksidaciono stanje +5 odgovara broju grupe; za fluor je poznato da je oksidaciono stanje +7. Inertni gas neon završava period.

Treći period(natrijum - argon) takođe sadrži 8 elemenata. Priroda promjene njihovih svojstava je u velikoj mjeri slična onoj uočenoj za elemente drugog perioda. Ali postoji i svoje specifičnosti. Dakle, magnezijum je, za razliku od berilijuma, metalniji, kao i aluminijum u odnosu na bor. Silicijum, fosfor, sumpor, hlor, argon su tipični nemetali. I svi oni, osim argona, pokazuju najviša oksidaciona stanja jednaka broju grupe.

Kao što vidite, u oba perioda, kako se Z povećava, uočava se slabljenje metalnih i jačanje nemetalnih svojstava elemenata. D. I. Mendeljejev je elemente drugog i trećeg perioda (po njegovim riječima, male) nazvao tipičnim. Elementi malih perioda su među najčešćim u prirodi. Ugljik, dušik i kisik (zajedno sa vodonikom) su organogeni, tj. osnovni elementi organske materije.

Svi elementi prvog-trećeg perioda su raspoređeni u a-podgrupe.

Četvrti period(kalijum - kripton) sadrži 18 elemenata. Prema Mendeljejevu, ovo je prvi veliki period. Nakon alkalnog metala kalijuma i zemnoalkalnog metala kalcijuma, sledi niz elemenata koji se sastoji od 10 tzv. prelaznih metala (skandij – cink). Svi oni pripadaju b-podgrupama. Većina prelaznih metala pokazuje viša oksidaciona stanja jednaka broju grupe, osim gvožđa, kobalta i nikla. Elementi od galija do kriptona pripadaju a-podgrupama. Kripton, za razliku od prethodnih inertnih gasova, može formirati hemijska jedinjenja.

Peti period(rubidijum - ksenon) po svojoj konstrukciji je sličan četvrtom. Takođe sadrži umetak od 10 prelaznih metala (itrijum - kadmijum). Elementi ovog perioda imaju svoje karakteristike. U trijadi rutenijum - rodijum - paladijum, jedinjenja su poznata za rutenijum gde on pokazuje oksidaciono stanje od +8. Svi elementi a-podgrupa pokazuju najviša oksidaciona stanja jednaka broju grupe, isključujući ksenon. Vidi se da su karakteristike promjene svojstava elemenata četvrtog i petog perioda kako Z raste složenije u odnosu na drugi i treći period.

Šesti period(cezijum - radon) uključuje 32 elementa. U ovom periodu, pored 10 prelaznih metala (lantan, hafnijum – živa), postoji i skup od 14 lantanida – od cerijuma do lutecijuma. Elementi od cerijuma do lutecijuma su hemijski veoma slični, i zbog toga su dugo bili uključeni u porodicu retkozemnih elemenata. U kratkom obliku periodnog sistema, serija lantanida je uključena u ćeliju lantana i dekodiranje ove serije je dato na dnu tabele.

Koja je specifičnost elemenata šestog perioda? U trijadi osmijum - iridijum - platina, za osmijum je poznato oksidaciono stanje +8. Astatin ima prilično izražen metalni karakter. Radon je vjerovatno najreaktivniji od svih inertnih plinova. Nažalost, zbog činjenice da je visoko radioaktivan, njegova hemija je malo proučavana.

Sedmi period počinje sa francuskom. Kao i šesti, mora sadržavati 32 elementa. Francijum i radijum su elementi Iaα- i IIaα-podgrupe, aktinijum pripada IIIb-podgrupi. Najčešća ideja je o porodici aktinida, koja uključuje elemente od torija do lorencijuma i slična je lantanidima. Dekodiranje ovog reda elemenata je takođe dato na dnu tabele.

Sada da vidimo kako se mijenjaju svojstva hemijskih elemenata u podgrupama periodnog sistema. Glavni obrazac ove promjene je jačanje metalne prirode elemenata kako raste Z. Ovaj obrazac je posebno izražen u podgrupama IIIaα-VIIaα. Za metale Iaα-IIIaα-podgrupe, uočeno je povećanje hemijske aktivnosti. U elementima IVaα - VIIaα podgrupa, kako se Z povećava, uočava se slabljenje hemijske aktivnosti elemenata. Za elemente b-podgrupa, promjena hemijske aktivnosti je teža.

Teoriju periodnog sistema razvili su N. Bohr i drugi naučnici 1920-ih. 20ti vijek i zasniva se na realnoj šemi za formiranje elektronskih konfiguracija atoma. Prema ovoj teoriji, kako se Z povećava, punjenje elektronskih ljuski i podljuska u atomima elemenata uključenih u periode periodnog sistema odvija se u sljedećem redoslijedu:

Brojevi perioda

Na osnovu teorije periodnog sistema, može se dati sljedeća definicija perioda: period je skup elemenata koji počinje elementom čija je vrijednost n jednaka broju perioda i l = 0 (s-elementi ) i završava se elementom s istom vrijednošću n i l = 1 (p- elementi). Izuzetak je prvi period koji sadrži samo elemente od 1s. Broj elemenata u periodima proizilazi iz teorije periodnog sistema: 2, 8, 8, 18, 18, 32 ...

Na priloženoj kartici boja, simboli elemenata svake vrste (s-, p-, d- i f-elementi) prikazani su na određenoj pozadini u boji: s-elementi - na crvenoj, p-elementi - na narandžastoj, d-elementi - na plavoj, f -elementi - na zelenoj. Svaka ćelija sadrži serijske brojeve i atomske mase elemenata, kao i elektronske konfiguracije spoljašnjih elektronskih omotača, koje u osnovi određuju hemijska svojstva elemenata.

Iz teorije periodnog sistema proizilazi da elementi sa n jednakom broju perioda i l = 0 i 1 pripadaju a-podgrupama.B-podgrupe obuhvataju one elemente u čijim atomima su dovršene ljuske koje su prethodno ostale nekompletne. Zato prvi, drugi i treći period ne sadrže elemente b-podgrupa.

Struktura periodnog sistema elemenata usko je povezana sa strukturom atoma hemijskih elemenata. Kako Z raste, slični tipovi konfiguracije vanjskih elektronskih ljuski se periodično ponavljaju. Naime, oni određuju glavne karakteristike hemijskog ponašanja elemenata. Ove karakteristike se različito manifestuju za elemente a-podgrupa (s- i p-elementi), za elemente b-podgrupa (prelazni d-elementi) i elemente f-familija - lantanoide i aktinide. Poseban slučaj predstavljaju elementi prvog perioda - vodonik i helijum. Vodik se odlikuje visokom hemijskom aktivnošću, jer se njegov jedini 1s elektron lako odvaja. Istovremeno, konfiguracija helijuma (1s 2) je vrlo stabilna, što uzrokuje njegovu potpunu hemijsku neaktivnost.

Za elemente a-podgrupa, spoljašnje elektronske ljuske su popunjene (sa n jednakim broju perioda); stoga se svojstva ovih elemenata značajno mijenjaju kako raste Z. Dakle, u drugom periodu, litijum (konfiguracija 2s) je aktivan metal koji lako gubi jedan valentni elektron; Berilijum (2s 2) je također metal, ali manje aktivan zbog činjenice da su njegovi vanjski elektroni čvršće vezani za jezgro. Nadalje, bor (2s 2 p) ima slabo izražen metalni karakter, a svi naredni elementi drugog perioda, u kojem se javlja konstrukcija 2p podljuske, već su nemetali. Osmoelektronska konfiguracija vanjske elektronske ljuske neona (2s 2 p 6) - inertnog plina - vrlo je jaka.

Hemijska svojstva elemenata drugog perioda objašnjavaju se željom njihovih atoma da steknu elektronsku konfiguraciju najbližeg inertnog plina (konfiguraciju helija za elemente od litija do ugljika ili neonsku konfiguraciju za elemente od ugljika do fluora). Zbog toga, na primjer, kisik ne može pokazati veće oksidacijsko stanje jednako broju grupe: na kraju krajeva, lakše mu je postići neonsku konfiguraciju akvizicijom dodatnih elektrona. Ista priroda promjene svojstava manifestuje se u elementima trećeg perioda i u s- i p-elementima svih narednih perioda. U isto vrijeme, slabljenje snage veze između vanjskih elektrona i jezgra u a-podgrupama kako se Z povećava, manifestira se u svojstvima odgovarajućih elemenata. Dakle, za s-elemente je primetno povećanje hemijske aktivnosti kako se Z povećava, a za p-elemente povećanje metalnih svojstava.

U atomima prijelaznih d-elemenata, prethodno nedovršene ljuske kompletiraju se vrijednošću glavnog kvantnog broja n, za jedan manji od broja perioda. Uz neke izuzetke, konfiguracija vanjskih elektronskih omotača atoma prijelaznih elemenata je ns 2 . Dakle, svi d-elementi su metali, i zato promjene u svojstvima d-elemenata kako se Z povećavaju nisu tako oštre kao što smo vidjeli kod s- i p-elemenata. U višim oksidacionim stanjima, d-elementi pokazuju određenu sličnost sa p-elementima odgovarajućih grupa periodnog sistema.

Osobine svojstava elemenata trijada (VIII b-podgrupa) objašnjavaju se činjenicom da su d-podljuske blizu završetka. Zbog toga metali gvožđa, kobalta, nikla i platine, po pravilu, nisu skloni da daju jedinjenja viših oksidacionih stanja. Jedini izuzetak su rutenijum i osmijum, koji daju okside RuO 4 i OsO 4 . Za elemente Ib- i IIb-podgrupe, d-podljuska se zapravo ispostavlja potpunom. Stoga pokazuju oksidaciona stanja jednaka broju grupe.

U atomima lantanida i aktinida (svi su metali) dovršavanje prethodno nepotpunih elektronskih ljuski događa se s vrijednošću glavnog kvantnog broja n dvije jedinice manjom od broja perioda. U atomima ovih elemenata, konfiguracija vanjske elektronske ljuske (ns 2) ostaje nepromijenjena. Istovremeno, f-elektroni zapravo ne utiču na hemijska svojstva. Zato su lantanidi toliko slični.

Što se tiče aktinida, situacija je mnogo složenija. U opsegu nuklearnih naboja Z = 90 - 95, elektroni 6d i 5f mogu učestvovati u hemijskim interakcijama. A iz ovoga slijedi da aktinidi pokazuju mnogo širi raspon oksidacijskih stanja. Na primjer, za neptunijum, plutonijum i americij, poznata su jedinjenja u kojima ovi elementi djeluju u sedmovalentnom stanju. Samo za elemente koji počinju od kurijuma (Z = 96) trovalentno stanje postaje stabilno. Dakle, svojstva aktinida se značajno razlikuju od lantanida, te se stoga obje porodice ne mogu smatrati sličnima.

Porodica aktinida završava se elementom sa Z = 103 (lawrencijum). Procjena hemijskih svojstava kurhatovijuma (Z = 104) i nilsborijuma (Z = 105) pokazuje da bi ovi elementi trebali biti analozi hafnijuma, odnosno tantala. Stoga naučnici vjeruju da nakon porodice aktinida u atomima počinje sistematsko punjenje 6d podljuske.

Konačan broj elemenata koje periodični sistem pokriva je nepoznat. Problem njegove gornje granice je, možda, glavna zagonetka periodnog sistema. Najteži element koji se nalazi u prirodi je plutonijum (Z = 94). Dosegnuta granica veštačke nuklearne fuzije je element sa serijskim brojem 118. Ostaje pitanje da li će biti moguće dobiti elemente sa većim serijskim brojevima, šta i koliko? Na to se još ne može sa sigurnošću odgovoriti.

Koristeći najsloženije proračune izvedene na elektronskim računarima, naučnici su pokušali da odrede strukturu atoma i procene najvažnije osobine takvih "superelemenata", sve do ogromnih serijskih brojeva (Z = 172, pa čak i Z = 184). Dobiveni rezultati su bili prilično neočekivani. Na primjer, u atomu elementa sa Z = 121, pretpostavlja se pojava 8p elektrona; to je nakon što je formiranje podljuske 85 završeno u atomima sa Z = 119 i 120. Ali pojava p-elektrona nakon s-elektrona opažena je samo u atomima elemenata drugog i trećeg perioda. Proračuni također pokazuju da se u elementima hipotetičkog osmog perioda punjenje elektronskih ljuski i podljuska atoma odvija u vrlo složenom i neobičnom nizu. Stoga je vrednovanje svojstava odgovarajućih elemenata veoma težak problem. Čini se da bi osmi period trebao sadržavati 50 elemenata (Z = 119-168), ali prema proračunima trebao bi se završiti na elementu sa Z = 164, odnosno 4 serijska broja ranije. A "egzotično" deveto razdoblje, pokazalo se, trebalo bi da se sastoji od 8 elemenata. Evo njegovog "elektronskog" zapisa: 9s 2 8p 4 9p 2 . Drugim riječima, sadržavao bi samo 8 elemenata, poput drugog i trećeg perioda.

Teško je reći koliko bi proračuni napravljeni uz pomoć kompjutera odgovarali istini. Međutim, ako bi bili potvrđeni, onda bi bilo potrebno ozbiljno revidirati obrasce koji su u osnovi periodnog sistema elemenata i njegove strukture.

Periodični sistem je igrao i igra veliku ulogu u razvoju različitih oblasti prirodnih nauka. To je bilo najvažnije dostignuće atomske i molekularne nauke, doprinelo je nastanku modernog koncepta "hemijskog elementa" i usavršavanju pojmova jednostavnih supstanci i jedinjenja.

Obrasci koje je otkrio periodični sistem imali su značajan uticaj na razvoj teorije strukture atoma, otkriće izotopa i pojavu ideja o nuklearnoj periodičnosti. Strogo naučna izjava o problemu predviđanja u hemiji povezana je sa periodnim sistemom. To se manifestiralo u predviđanju postojanja i svojstava nepoznatih elemenata i novim karakteristikama hemijskog ponašanja već otkrivenih elemenata. Periodični sistem je danas temelj hemije, pre svega neorganske, značajno pomaže u rešavanju problema hemijske sinteze supstanci sa unapred određenim osobinama, razvoju novih poluprovodničkih materijala, izboru specifičnih katalizatora za različite hemijske procese itd. Konačno, periodični sistem je u osnovi nastave hemije.

Predavanje # 2

Periodični sistem hemijskih elemenata D.I. Mendeljejev

Plan:

Otkriće D.I. Periodični zakon Mendeljejeva

Princip konstruisanja periodnog sistema

Periodični zakon u formulaciji D.I. Mendeljejev.

Prototip periodnog sistema bio " Iskustvo sistema elemenata na osnovu njihove atomske težine i hemijske sličnosti", kompajlirano DI. Mendeljejev 1. marta 1869. Tokom dvije godine, naučnik je kontinuirano usavršavao „Iskustvo sistema“, uvodio koncept grupa, serija i perioda elemenata. Kao rezultat toga, struktura periodnog sistema je u mnogim aspektima dobila moderne obrise.

Za njegovu evoluciju važan je bio koncept mjesta elementa u sistemu, određenog brojevima grupe i perioda. Na osnovu ovog koncepta, Mendeljejev je došao do zaključka da je potrebno promijeniti atomske mase nekih hemijskih elemenata: uranijuma, indija, cerijuma i njegovih satelita. Ovo je bila prva praktična primjena periodnog sistema. Mendeljejev je također bio prvi koji je predvidio postojanje nekoliko nepoznatih elemenata. Naučnik je opisao najvažnija svojstva ekaaluminijuma (budući galijum), ekabora (skandij) i ekasilicijuma (germanijum). Osim toga, predvidio je postojanje analoga mangana (budući tehnecijum i renijum), telura (polonijum), joda (astatina), cezijuma (francijum), barijuma (radijum), tantala (protaktinijum). Naučnika predviđanja u vezi sa ovim elementima bila su opšte prirode, pošto su se ti elementi nalazili u malo proučenim područjima periodnog sistema.

Prve verzije periodnog sistema hemijskih elemenata u mnogim aspektima predstavljale su samo empirijsku generalizaciju. Uostalom, fizičko značenje periodičnog zakona nije bilo jasno, nije bilo objašnjenja razloga za periodičnu promjenu svojstava elemenata u zavisnosti od povećanja atomskih masa. Kao rezultat toga, mnogi problemi su ostali neriješeni. Postoje li ograničenja za periodični sistem? Da li je moguće odrediti tačan broj postojećih elemenata? Ostala je nejasna struktura šestog perioda – kolika je tačna količina rijetkih zemnih elemenata. Nije bilo poznato ima li još elemenata između vodonika i litijuma, kakva je struktura prvog perioda. Stoga su se sve do fizičke potkrepljenja periodnog zakona i razvoja teorije periodnog sistema više puta javljale ozbiljne poteškoće. Neočekivano je bilo otkriće 1894-1898. galaksija inertnih gasova za koje se činilo da nema mesta u periodnom sistemu. Ova poteškoća je otklonjena zahvaljujući ideji uključivanja nezavisne nulte grupe u strukturu periodnog sistema. Masovno otkriće radioelemenata na prijelazu iz 19. u 20. stoljeće. (do 1910. njihov broj je bio oko 40) dovela je do oštre kontradikcije između potrebe za njihovim smještajem u periodični sistem i njegove postojeće strukture. Za njih je bilo samo 7 slobodnih mjesta u šestom i sedmom periodu. Ovaj problem je riješen kao rezultat uspostavljanja pravila pomaka i otkrića izotopa.

Jedan od glavnih razloga nemogućnosti da se objasni fizičko značenje periodnog zakona i strukture periodnog sistema bio je taj što se nije znalo kako je atom izgrađen (vidi Atom). Najvažnija prekretnica u razvoju periodnog sistema bilo je stvaranje atomskog modela od strane E. Rutherforda (1911). Na osnovu toga, holandski naučnik A. Van den Broek (1913) sugerisao je da je redni broj elementa u periodičnom sistemu brojčano jednak naboju jezgra njegovog atoma (Z). To je eksperimentalno potvrdio engleski naučnik G. Moseley (1913). Periodični zakon dobio je fizičko opravdanje: periodičnost promjena svojstava elemenata počela se razmatrati ovisno o Z-naboju jezgra atoma elementa, a ne o atomskoj masi.

Kao rezultat toga, struktura Mendeljejevljevog periodnog sistema je značajno ojačana. Određena je donja granica sistema. Ovo je vodonik, element sa minimalnim Z = 1. Postalo je moguće precizno procijeniti broj elemenata između vodonika i uranijuma. Identifikovane su „praznine“ u periodičnom sistemu, koje odgovaraju nepoznatim elementima sa Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Međutim, ostala su nejasna pitanja o tačnom broju elemenata retkih zemalja i, što je najvažnije, razlozi za periodične promjene u svojstvima elemenata nisu otkrivene u zavisnosti od Z.

Na osnovu postojeće strukture periodnog sistema i rezultata proučavanja atomskih spektra, danski naučnikN. Bor 1918 - 1921gg. razvio ideje o redoslijedu izgradnje elektronskih ljuski i podljuski u atomima. Naučnik je došao do zaključka da se slične vrste elektronskih konfiguracija atoma periodično ponavljaju. Tako se pokazalo da se periodičnost promjena svojstava kemijskih elemenata objašnjava postojanjem periodičnosti u konstrukciji elektronskih ljuski i podljuska atoma.

Trenutno periodični sistem pokriva 117 elemenata.Od toga su svi transuranski elementi (Z" = 93 - 117), kao i elementi sa Z = 43 (tehnecij), 61 (prometijum), 85 (astatin), 87 (francij) dobijeni umjetnim putem. postojanjem periodnog sistema, predložen je veliki broj (> 500) varijanti njegovog grafičkog prikaza, uglavnom u obliku tabela, kao i u obliku različitih geometrijskih figura (prostornih i planarnih), analitičkih krivulja ( spirale itd.) itd. Najviše se koriste kratki, dugi i stepenišni oblici periodnog sistema. Trenutno se prednost daje kratkom.

fundamentalni princip konstrukcija periodnog sistema je njegovapodjela na grupe i periode.Mendeljejevljev koncept redova elemenata trenutno se ne koristi, jer je lišen fizičkog značenja.Grupe su, pak, podijeljene na glavne (a) i sekundarne (b) podgrupe.Svaka podgrupa sadrži elemente - hemijske analoge. Elementi a- i b-podgrupe u većini grupa takođe pokazuju izvesnu sličnost jedni s drugima, uglavnom u višim oksidacionim stanjima, koja su po pravilu jednaka broju grupe.

Period je skup elemenata koji počinje alkalnim metalom i završava se inertnim gasom (poseban slučaj je prva perioda).Svaki period sadrži strogo određen broj elemenata. Periodični sistem se sastoji od osam grupa i sedam perioda, a sedmi još nije završen.

Posebnost prvog perioda jeu tome što sadržisamo 2 elementa: vodonik i helijum. Mjesto vodonika u sistemu je dvosmisleno. S obzirom da ima zajednička svojstva sa alkalnim metalima i halogenima, svrstava se ili u I A- ili u VII A-podgrupu, pri čemu se potonja opcija češće koristi. Helijum je prvi predstavnik VIII A-podgrupe. Dugo vremena su helijum i svi inertni gasovi bili odvojeni u nezavisnu nultu grupu. Ova odredba je zahtijevala reviziju nakon sinteze hemijskih spojeva kriptona, ksenona i radona. Kao rezultat toga, inertni gasovi i elementi bivše grupe VIII (gvožđe, kobalt, nikl i metali platine) su kombinovani u jednu grupu. Ova opcija nije savršena, jer je inertnost helijuma i neona nesumnjiva.

Drugi period sadrži 8 elemenata.Počinje sa litijumom alkalnog metala, čije je jedino oksidaciono stanje +1, a zatim sledi berilijum (metal, oksidaciono stanje +2). Bor već pokazuje slabo izražen metalni karakter i nije metal (oksidaciono stanje +3). Sljedeći ugljik je tipičan nemetal, koji pokazuje i +4 i -4 oksidaciona stanja.Azot, kiseonik, fluor i neon su svi nemetali, pri čemu azot ima najviše oksidaciono stanje od +5 što odgovara broju grupe; za fluor je poznato stanje oksidacije + 7. Inertni gas neon završava period.

Treći period (natrijum - argon) takođe sadrži 8 elemenata. Priroda promjene njihovih svojstava je u velikoj mjeri slična onoj uočenoj za elemente drugog perioda. Ali postoji i svoje specifičnosti. Dakle, magnezijum je, za razliku od berilijuma, metalniji, kao i aluminijum u odnosu na bor. Silicijum, fosfor, sumpor, hlor, argon su tipični nemetali. I svi oni, osim argona, pokazuju najviša oksidaciona stanja jednaka broju grupe.

Kao što vidite, u oba perioda, kako se Z povećava, uočava se slabljenje metalnih i jačanje nemetalnih svojstava elemenata.D. I. Mendeljejev je nazvao elemente drugog i trećegperiodi (po njegovim riječima mali) tipični.Elementi malih perioda su među najčešćim u prirodi. Ugljik, dušik i kisik (zajedno sa vodonikom) su organogeni, tj. osnovni elementi organske materije.

Svi elementi prvog - trećeg perioda raspoređeni su u A-podgrupe.

Četvrti period (kalijum - kripton) sadrži 18 elemenata.Prema Mendeljejevu, ovo je prvi veliki period. Nakon alkalnog metala kalijuma i zemnoalkalnog metala kalcijuma, sledi niz elemenata koji se sastoji od 10 tzv. prelaznih metala (skandij – cink). Svi oni pripadaju b-podgrupama. Većina prelaznih metala pokazuje viša oksidaciona stanja jednaka broju grupe, osim gvožđa, kobalta i nikla. Elementi od galija do kriptona pripadaju A-podgrupama. Kripton, za razliku od prethodnih inertnih gasova, može formirati hemijska jedinjenja.

Peti period (rubidijum - ksenon) je po konstrukciji sličan četvrtom. Takođe sadrži umetak od 10 prelaznih metala (itrijum - kadmijum). Elementi ovog perioda imaju svoje karakteristike. U trijadi rutenijum - rodijum - paladijum, jedinjenja su poznata za rutenijum gde on pokazuje oksidaciono stanje od +8. Svi elementi A-podgrupe pokazuju najviša oksidaciona stanja jednaka broju grupe, isključujući ksenon. Vidi se da su karakteristike promjene svojstava elemenata četvrtog i petog perioda kako Z raste složenije u odnosu na drugi i treći period.

Šesti period (cezijum - radon) uključuje 32 elementa.U ovom periodu, pored 10 prelaznih metala (lantan, hafnijum – živa), postoji i skup od 14 lantanida – od cerijuma do lutecijuma. Elementi od cerijuma do lutecijuma su hemijski veoma slični, i zbog toga su dugo bili uključeni u porodicu retkozemnih elemenata. U kratkom obliku periodnog sistema, određeni broj vrsta lantana je uključen u ćeliju lantana i dekodiranje ove serije je dato na dnu tabele.

Sedmi period počinje sa Francuskom.Kao i šesti, trebalo bi da sadrži 32 elementa, ali je do sada poznat njih 21. Francijum i radijum su elementi I a- i I I a-podgrupe, aktinijum pripada III b-podgrupi. Dalja izgradnja sedmog perioda je diskutabilna. Najčešća ideja je o porodici aktinida, koja uključuje elemente od torija do lorencijuma i slična je lantanidima. Dekodiranje ovog reda elemenata je takođe dato na dnu tabele.

Kako se mijenjaju svojstva hemijskih elemenata u podgrupama periodnog sistema Mendeljejeva?

Glavni obrazac ove promjene je jačanje metalne prirode elemenata kako raste Z. Ovaj obrazac je posebno izražen u IIIa-VIIa podgrupama. Za metale I A-III A-podgrupe, uočeno je povećanje hemijske aktivnosti. U elementima IVA - VIIA podgrupa, kako se Z povećava, uočava se slabljenje hemijske aktivnosti elemenata. Za elemente b-podgrupa, promjena hemijske aktivnosti je teža.

Teoriju periodnog sistema razvili su N. Bohr i drugi naučnici 1920-ih.20ti vijek i zasniva se na realnoj šemi za formiranje elektronskih konfiguracija atoma. Prema ovoj teoriji, kako se Z povećava, punjenje elektronskih ljuski i podljuska u atomima elemenata uključenih u periode periodnog sistema odvija se u sljedećem redoslijedu:

Brojevi perioda

1 2 3 4 5 6 7

1s2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p7s5f6d7p

Na osnovu teorije periodnog sistema, može se dati sljedeća definicija perioda:Period je skup elemenata koji počinje elementom sa vrijednošću n. jednak broju perioda i l=0 (s-elementi) i završava se elementom sa istom vrijednošću n i l = 1 (p-elementi). Izuzetak je prvi period koji sadrži samo elemente od 1s. Broj elemenata u periodima proizilazi iz teorije periodnog sistema: 2, 8, 8. 18, 18, 32 ...

B-podgrupe uključuju one elemente u čijim atomima dolazi do dovršavanja ljuski koje su prethodno ostale nepotpune. Zato prvi, drugi i treći period ne sadrže elemente b-podgrupa.

Struktura periodnog sistema hemijskih elemenata usko je povezana sa strukturom atoma hemijskih elemenata. Kako Z raste, slični tipovi konfiguracije vanjskih elektronskih ljuski se periodično ponavljaju. Naime, oni određuju glavne karakteristike hemijskog ponašanja elemenata. Ove karakteristike se različito manifestuju za elemente A-podgrupa (s- i p-elementi), za elemente b-podgrupa (prijelazni d-elementi), i za elemente f-familija - lantanoide i aktinide . Poseban slučaj predstavljaju elementi prvog perioda - vodonik i helijum. Vodik se odlikuje visokom hemijskom aktivnošću, jer se njegov jedini b-elektron lako odvaja. Istovremeno, konfiguracija helijuma (1.) je vrlo stabilna, što uzrokuje njegovu potpunu hemijsku neaktivnost.

Elementi A-podgrupa su ispunjeni spoljašnjim elektronskim omotačima (sa n jednakim broju perioda); stoga se svojstva ovih elemenata značajno mijenjaju kako raste Z. Dakle, u drugom periodu, litijum (konfiguracija 2s) je aktivan metal koji lako gubi jedan valentni elektron; Berilijum (2s~) je također metal, ali manje aktivan zbog činjenice da su njegovi vanjski elektroni čvršće vezani za jezgro. Nadalje, bor (2s "p) ima slabo izražen metalni karakter, a svi naredni elementi drugog perioda, u kojem je izgrađena podljuska 2p, već su nemetali. Osmoelektronska konfiguracija vanjske elektronske ljuske neona (2s ~ p ~) - inertni gas - vrlo je izdržljiv.

Hemijska svojstva elemenata drugog perioda objašnjavaju se željom njihovih atoma da steknu elektronsku konfiguraciju najbližeg inertnog plina (konfiguraciju helija za elemente od litija do ugljika ili neonsku konfiguraciju za elemente od ugljika do fluora). Zbog toga, na primjer, kisik ne može pokazati veće oksidacijsko stanje jednako broju grupe: na kraju krajeva, lakše mu je postići neonsku konfiguraciju akvizicijom dodatnih elektrona. Ista priroda promjene svojstava manifestuje se u elementima trećeg perioda i u s- i p-elementima svih narednih perioda. U isto vrijeme, slabljenje snage veze između vanjskih elektrona i jezgra u A-podgrupama kako se Z povećava, manifestira se u svojstvima odgovarajućih elemenata. Dakle, za s-elemente je primetno povećanje hemijske aktivnosti kako se Z povećava, a za p-elemente povećanje metalnih svojstava.

U atomima prelaznih d-elemenata dovršavaju se prethodno nedovršene ljuske čija je vrijednost glavnog kvantnog broja i jedan manji od broja perioda. Uz neke izuzetke, konfiguracija vanjskih elektronskih omotača atoma prijelaznih elemenata je ns. Dakle, svi d-elementi su metali, i to je razlog zašto promjene u svojstvima 1-elemenata kako se Z povećava nisu tako oštre kao što smo vidjeli kod s i p-elemenata. U višim oksidacionim stanjima, d-elementi pokazuju određenu sličnost sa p-elementima odgovarajućih grupa periodnog sistema.

Osobine svojstava elemenata trijada (VIII b-podgrupa) objašnjavaju se činjenicom da su d-podljuske blizu završetka. Zbog toga metali gvožđa, kobalta, nikla i platine, po pravilu, nisu skloni da daju jedinjenja viših oksidacionih stanja. Jedini izuzetak su rutenijum i osmijum koji daju okside RuO4 i OsO4. Za elemente I- i II B-podgrupe, d-podljuska se zapravo ispostavlja potpunom. Stoga pokazuju oksidaciona stanja jednaka broju grupe.

U atomima lantanida i aktinida (svi su metali)dolazi do dovršavanja prethodno nedovršenih elektronskih ljuski sa vrijednošću glavnog kvantnog broja i dvije jedinice manje od broja perioda. U atomima ovih elemenata, konfiguracija vanjske elektronske ljuske (ns2) ostaje nepromijenjena. Istovremeno, f-elektroni zapravo ne utiču na hemijska svojstva. Zato su lantanidi toliko slični.

Što se tiče aktinida, situacija je mnogo složenija.U opsegu nuklearnih naboja Z = 90 - 95, elektroni 6d i 5/ mogu učestvovati u hemijskim interakcijama. A iz ovoga slijedi da aktinidi pokazuju mnogo širi raspon oksidacijskih stanja. Na primjer, za neptunijum, plutonijum i americij, poznata su jedinjenja u kojima ovi elementi djeluju u sedmovalentnom stanju. Samo za elemente koji počinju od kurijuma (Z = 96) trovalentno stanje postaje stabilno. Dakle, svojstva aktinida se značajno razlikuju od lantanida, te se stoga obje porodice ne mogu smatrati sličnima.

Konačan broj elemenata koje periodični sistem pokriva je nepoznat. Problem njegove gornje granice je, možda, glavna zagonetka periodnog sistema. Najteži element koji se nalazi u prirodi je plutonijum (Z = 94). Dosegnuta granica umjetne nuklearne fuzije je element s atomskim brojem 107. Ostaje pitanje: hoće li se moći dobiti elementi sa većim atomskim brojem, koji i koliko? Na to se još ne može sa sigurnošću odgovoriti.

Uz pomoć najsloženijih proračuna izvedenih na kompjuteru, naučnici su pokušali da odrede strukturu atoma i procijene najvažnija svojstva takvih "superelemenata", sve do ogromnih serijskih brojeva (Z = 172, pa čak i Z = 184). Dobiveni rezultati su bili prilično neočekivani. Na primjer, u atomu elementa sa Z = 121, pretpostavlja se pojava 8p elektrona; ovo je nakon što je formiranje 8s podljuske završeno u atomima sa Z = 119 i 120. Ali pojava p-elektrona nakon s-elektrona opažena je samo u atomima elemenata drugog i trećeg perioda. Proračuni također pokazuju da se u elementima hipotetičkog osmog perioda punjenje elektronskih ljuski i podljuska atoma odvija u vrlo složenom i neobičnom nizu. Stoga je vrednovanje svojstava odgovarajućih elemenata veoma težak problem. Čini se da osmi period treba da sadrži 50 elemenata (Z = 119 - 168), ali prema proračunima treba da se završava na elementu sa Z = 164, tj. 4 serijska broja ranije. A "egzotično" deveto razdoblje, pokazalo se, trebalo bi da se sastoji od 8 elemenata. Evo njegove "elektronske" ploče: 9s "Zr 9r". Drugim riječima, sadržavao bi samo 8 elemenata, poput drugog i trećeg perioda.

Teško je reći koliko bi proračuni napravljeni uz pomoć kompjutera bili istiniti. Međutim, ako bi se potvrdile, onda bi se morale ozbiljno preispitati zakonitosti na kojima počiva periodični sistem elemenata i njegova struktura.

Periodični sistem je igrao i igra veliku ulogu u razvoju različitih oblasti prirodnih nauka.To je bilo najvažnije dostignuće atomske i molekularne nauke, doprinelo je nastanku modernog koncepta "hemijskog elementa" i usavršavanju pojmova jednostavnih supstanci i jedinjenja.

Obrasci koje otkriva periodični sistem,imao značajan utjecaj na razvoj teorije strukture atoma, otkriće izotopa, pojavu ideja o nuklearnoj periodičnosti. Strogo naučna izjava o problemu predviđanja u hemiji povezana je sa periodnim sistemom. To se manifestiralo u predviđanju postojanja i svojstava nepoznatih elemenata i novim karakteristikama hemijskog ponašanja već otkrivenih elemenata. Periodični sistem je danas temelj hemije, pre svega neorganske, značajno pomaže u rešavanju problema hemijske sinteze supstanci sa unapred određenim osobinama, razvoju novih poluprovodničkih materijala, izboru specifičnih katalizatora za različite hemijske procese itd. Konačno, periodični sistem je u osnovi nastave hemije.

Periodični zakon Mendeljejeva

Periodični zakon hemijskih elemenata je osnovni zakon prirode koji odražava periodičnu promenu svojstava hemijskih elemenata kako se naelektrisanje jezgara njihovih atoma povećava. Otvoren 1. marta (17. februara po starom stilu) 1869. D.I. Mendeljejev. Na današnji dan sastavio je tabelu pod nazivom "Iskustvo sistema elemenata na osnovu njihove atomske težine i hemijske sličnosti". Konačnu formulaciju periodičnog zakona dao je Mendeljejev u julu 1871. Ona je glasila:

« Svojstva elemenata, a samim tim i svojstva jednostavnih i složenih tijela koja su od njih formirana, stoje u periodičnoj zavisnosti od njihove atomske težine.

Mendeljejevljeva formulacija periodičnog zakona postojala je u nauci više od 40 godina. Revidiran je zahvaljujući izvanrednim dostignućima fizike, uglavnom razvoju nuklearnog modela atoma. ispostavilo se,naboj jezgra atoma (Z) brojčano jednakiserijski brojodgovarajućeg elementa u periodnom sistemu, a punjenje elektronskih omotača i podljuska atoma, u zavisnosti od Z, se dešava na način da se slične elektronske konfiguracije atoma periodično ponavljaju (vidi Periodični sistem hemijskih elemenata). Stoga je moderna formulacija periodičnog zakona sljedeća:svojstva elemenata, jednostavnih supstanci i njihovih spojeva su u periodičnoj zavisnosti od naboja jezgara atoma.

Za razliku od drugih fundamentalnih zakona prirode, kao što je zakon univerzalne gravitacije ili zakon ekvivalencije mase i energije, periodični zakon se ne može napisati u obliku bilo koje opšte jednačine ili formule. Njegov vizuelni odraz je periodni sistem elemenata. Međutim, i sam Mendeljejev i drugi naučnici pokušali su da pronađu matematičku jednačinu za periodični zakon hemijskih elemenata. Ovi pokušaji su okrunjeni uspjehom tek nakon razvoja teorije strukture atoma. Ali tiču se samo uspostavljanja kvantitativne zavisnosti reda distribucije elektrona u ljuskama i podljuskama od naboja atomskih jezgara.

Periodični zakon je univerzalni zakon za čitav univerzum.Vrijedi gdje god postoje atomi. Ali ne samo da se elektronske strukture atoma povremeno mijenjaju. Struktura i svojstva atomskih jezgara također se pokoravaju neobičnom periodičnom zakonu. U jezgrima koji se sastoje od neutrona i protona postoje neutronske i protonske ljuske, čije punjenje ima periodični karakter. Postoje čak i pokušaji da se konstruiše periodični sistem atomskih jezgara.

Dmitrij Ivanovič Mendeljejev (1834 - 1907)

Ruski naučnik je otkrio periodični zakon hemijskih elemenata.

1955. Amerikanacfizičari predvođeni G. Seaborgom sintetizirali su hemijski element sa serijskim brojem101. Dali su mu imemendelevium- u znak priznanja zasluga velikog ruskog naučnika.Periodični sistem Mendeljejeva bio je ključ za otkrivanje novih elemenata više od 100 godina.

Periodični zakon i periodični sistem postali su najvažniji doprinos D. I. Mendeljejeva razvoju prirodnih nauka. Ali oni su samo dio velikog stvaralačkog nasljeđa naučnika.Kompletna zbirka njegovih radova - 25 obimnih tomova, prava enciklopedija znanja.

Mendeljejev je doneo rasute informacije o izomorfizmu u sistem, i to je odigralo ulogu u razvoju geohemije. Otkrio je kritičnu tačku ključanja, iznad koje supstanca ne može biti u tekućem stanju, razvio hidratnu teoriju rastvora, pa se s pravom smatra izvanrednim fizičkim hemičarem. Proveo je duboko istraživanje svojstava razrijeđenih plinova, pokazujući se kao izvanredan eksperimentalni fizičar. Mendeljejev je predložio teoriju o neorganskom porijeklu nafte, koja još uvijek ima pristaše; razvio proces za izradu bezdimnog baruta; studirao aeronautiku, meteorologiju, poboljšao tehniku mjerenja. Kao upravnik Glavne komore za utege i mere, učinio je mnogo za razvoj metrologije. Za svoje naučne zasluge, Mendeljejev je izabran za člana više od 50 akademija i naučnih društava širom svijeta. Naučnik je u svojoj naučnoj delatnosti video, po njegovim rečima, svoju "prvu službu otadžbini".

Druga služba je pedagoška djelatnost. Mendeljejev je bio autor udžbenika "Osnovi hemije", koji je tokom njegovog života doživeo 8 izdanja i više puta prevođen na strane jezike. Mendeljejev je predavao u mnogim obrazovnim institucijama u Sankt Peterburgu. „Od hiljada mojih učenika, sada ima mnogo istaknutih ličnosti svuda, i, upoznajući ih, uvek sam čuo da su u njih posadili dobro seme, a ne samo da su služili dužnost“, pisao je naučnik u svojim godinama.

„Treća služba Otadžbini“ bila je višestruka i korisna – u oblasti industrije i poljoprivrede. Tu se Mendeljejev pokazao kao pravi patriota kome je stalo do razvoja i budućnosti Rusije. Na svom imanju Boblovo postavio je "eksperimente na uzgoju hleba". Detaljno je proučio metode proizvodnje ulja i dao mnoge vrijedne preporuke za njihovo unapređenje. Stalno je ulazio u hitne potrebe industrije, obilazio fabrike i fabrike, rudnike i rudnike. Autoritet Mendeljejeva bio je toliko visok da je stalno pozivan kao stručnjak za rješavanje složenih ekonomskih problema. Neposredno prije smrti, objavio je knjigu "Do znanja Rusije", u kojoj je iznio opsežan program razvoja proizvodnih snaga zemlje.

"Naučna setva će niknuti za žetvu naroda" - ovo je bio moto svih aktivnosti naučnika.

Mendeljejev je bio jedan od najkulturnijih ljudi svog vremena. Bio je duboko zainteresiran za književnost i umjetnost, prikupio je ogromnu kolekciju reprodukcija slika umjetnika iz različitih zemalja i naroda. U njegovom stanu često su se održavali susreti istaknutih kulturnih ličnosti.

Test pitanja:

Koje godine je otkriven periodični zakon hemijskih elemenata, kako ga je formulisao D. I. Mendeljejev?

Šta je suština zakona periodičnosti? Koje su njegove glavne karakteristike?

Šta je period, grupa, podgrupa u periodnom sistemu?

Koje podgrupe se nazivaju glavne, a koje sekundarne?

Kako se mijenjaju metalna svojstva elemenata u grupi iu periodu?

Kako se redoks svojstva atoma elemenata mijenjaju s povećanjem atomskog broja?

U kojim se grupama periodnog sistema nalaze elementi koji tvore gasovita jedinjenja sa vodonikom? Koje od njih su kisele?

Ako povučete liniju u periodičnom sistemu od bora do astatina, onda će elementi s kojim svojstvima biti na lijevoj strani ove linije?

Koja je suština kvantno-mehaničke teorije strukture atoma?

Dajte modernu formulaciju periodičnog zakona D. I. Mendeljejeva?

Nađite u periodnom sistemu element koji se nalazi u IV periodu, u V redu i pokazuje valenciju VI u jedinjenju kiseonika. Kolika je njegova valencija vodonika?

književnost:

Gabrielyan O.S. Hemija za struke i specijalnosti tehničkog profila: udžbenik / O.S. Gabrielyan, I.G. Ostroumov. - M.: Izdavački centar "Akademija", 2009. - 256 str.

Gabrielyan O.S. Hemija: studije za studente. avg. prof. udžbenik institucije / O.S. Gabrielyan, I.G. Ostroumov. - 6. izd., Sr. - M.: Izdavački centar "Akademija", 2009. - 336s.

Kako koristiti periodni sistem Za neupućenu osobu čitanje periodnog sistema je isto što i gledanje drevnih runa vilenjaka za patuljka. A periodni sistem, inače, ako se pravilno koristi, može puno reći o svijetu. Osim što vam služi na ispitu, jednostavno je neophodan za rješavanje ogromnog broja hemijskih i fizičkih problema. Ali kako to pročitati? Srećom, danas svako može naučiti ovu umjetnost. U ovom članku ćemo vam reći kako razumjeti periodni sistem.

Periodični sistem hemijskih elemenata (Mendeljejevljeva tabela) je klasifikacija hemijskih elemenata koja utvrđuje zavisnost različitih svojstava elemenata od naelektrisanja atomskog jezgra.

Istorija stvaranja Tabele

Dmitrij Ivanovič Mendeljejev nije bio običan hemičar, ako neko tako misli. Bio je hemičar, fizičar, geolog, metrolog, ekolog, ekonomista, naftaš, aeronaut, instrumentar i učitelj. Tokom svog života, naučnik je uspio provesti mnoga fundamentalna istraživanja u različitim oblastima znanja. Na primjer, rasprostranjeno je vjerovanje da je Mendeljejev izračunao idealnu snagu votke - 40 stepeni. Ne znamo kako je Mendeljejev tretirao votku, ali se pouzdano zna da njegova disertacija na temu “Razgovor o kombinaciji alkohola sa vodom” nije imala nikakve veze sa votkom i smatrala je koncentraciju alkohola od 70 stepeni. Uz sve zasluge naučnika, otkriće periodičnog zakona hemijskih elemenata - jednog od osnovnih zakona prirode, donelo mu je najširu slavu.

Postoji legenda prema kojoj je naučnik sanjao o periodičnom sistemu, nakon čega je trebalo samo da finalizira ideju koja se pojavila. Ali, da je sve tako jednostavno .. Ova verzija stvaranja periodnog sistema, očigledno, nije ništa više od legende. Na pitanje kako je otvoren sto, sam Dmitrij Ivanovič je odgovorio: " Razmišljam o tome možda dvadesetak godina, a ti misliš: seo sam i odjednom... spremno je.”

Sredinom devetnaestog veka, nekoliko naučnika istovremeno je preduzimalo pokušaje da se poznati hemijski elementi pojednostave (poznata su 63 elementa). Na primjer, 1862. godine Alexandre Émile Chancourtois je postavio elemente duž spirale i primijetio ciklično ponavljanje hemijskih svojstava. Hemičar i muzičar John Alexander Newlands predložio je svoju verziju periodnog sistema 1866. Zanimljiva je činjenica da je u rasporedu elemenata naučnik pokušao da otkrije neku mističnu muzičku harmoniju. Među ostalim pokušajima bio je pokušaj Mendeljejeva, koji je okrunjen uspjehom.

Godine 1869. objavljena je prva šema tabele, a dan 1. marta 1869. smatra se danom otkrića periodnog zakona. Suština Mendeljejevljevog otkrića bila je da se svojstva elemenata sa povećanjem atomske mase ne mijenjaju monotono, već periodično. Prva verzija tabele sadržavala je samo 63 elementa, ali je Mendeljejev donio niz vrlo nestandardnih odluka. Dakle, pogodio je da ostavi mjesto u tabeli za još neotkrivene elemente, a također je promijenio atomske mase nekih elemenata. Fundamentalna ispravnost zakona koji je izveo Mendeljejev potvrđena je vrlo brzo, nakon otkrića galija, skandijuma i germanijuma, čije su postojanje predviđali naučnici.

Savremeni pogled na periodni sistem

Ispod je sama tabela.

Danas se umjesto atomske težine (atomske mase) koristi koncept atomskog broja (broj protona u jezgru) za naručivanje elemenata. Tabela sadrži 120 elemenata, koji su raspoređeni s lijeva na desno u rastućem redoslijedu atomskog broja (broja protona)

Kolone tabele su takozvane grupe, a redovi tačke. U tabeli je 18 grupa i 8 perioda.

Metalna svojstva elemenata se smanjuju kada se kreću duž perioda s lijeva na desno, a povećavaju se u suprotnom smjeru.
Dimenzije atoma se smanjuju kako se kreću s lijeva na desno duž perioda.
Kada se krećete od vrha do dna u grupi, redukujuća metalna svojstva se povećavaju.
Oksidirajuća i nemetalna svojstva rastu u periodu s lijeva na desno. I.

Šta saznajemo o elementu iz tabele? Na primjer, uzmimo treći element u tabeli - litijum, i razmotrimo ga detaljno.

Prije svega, vidimo simbol samog elementa i njegovo ime ispod njega. U gornjem lijevom kutu je atomski broj elementa, redoslijedom kojim se element nalazi u tabeli. Atomski broj, kao što je već spomenuto, jednak je broju protona u jezgru. Broj pozitivnih protona je obično jednak broju negativnih elektrona u atomu (s izuzetkom izotopa).

Atomska masa je navedena pod atomskim brojem (u ovoj verziji tabele). Ako atomsku masu zaokružimo na najbliži cijeli broj, dobićemo takozvani maseni broj. Razlika između masenog i atomskog broja daje broj neutrona u jezgru. Dakle, broj neutrona u jezgri helijuma je dva, au litijumu - četiri.

Tako je naš kurs "Mendeljejevljev sto za lutke" završen. U zaključku, pozivamo vas da pogledate tematski video, i nadamo se da vam je pitanje kako koristiti periodni sistem Mendelejeva postalo jasnije. Podsjećamo da je učenje novog predmeta uvijek efikasnije ne samo, već uz pomoć iskusnog mentora. Zato nikada ne zaboravite na one koji će svoje znanje i iskustvo rado podijeliti s vama.

Mnogi naučnici su pokušali da sistematiziraju hemijske elemente. Ali tek 1869. D. I. Mendeljejev je uspio stvoriti klasifikaciju elemenata, koja je utvrdila odnos i ovisnost kemikalija i naboja atomskog jezgra.

Priča

Moderna formulacija periodičnog zakona je sljedeća: svojstva hemijskih elemenata, kao i oblici i svojstva spojeva elemenata, u periodičnoj su zavisnosti od naboja jezgra atoma elementa.

Do trenutka kada je zakon otkriven, bila su poznata 63 hemijska elementa. Međutim, atomske mase mnogih od ovih elemenata su pogrešno određene.

D. I sam Mendeljejev je 1869. godine formulisao svoj zakon kao periodičnu zavisnost od veličine atomskih težina elemenata, pošto nauka u 19. veku još nije imala informacije o strukturi atoma. Međutim, genijalna dalekovidnost naučnika omogućila mu je da dublje od svih njegovih suvremenika razumije obrasce koji određuju periodičnost svojstava elemenata i supstanci. Uzeo je u obzir ne samo povećanje atomske mase, već i već poznata svojstva supstanci i elemenata, i, uzimajući ideju periodičnosti kao osnovu, mogao je precizno predvidjeti postojanje i svojstva elemenata i supstance nepoznate u to vreme nauci, ispravljaju atomske mase niza elemenata, pravilno raspoređuju elemente u sistemu, ostavljajući prazne prostore i praveći permutacije.

Rice. 1. D. I. Mendeljejev.

Postoji mit da je Mendeljejev sanjao o periodičnom sistemu. Međutim, ovo je samo lijepa priča, koja nije dokazana činjenica.

Struktura periodnog sistema

Periodični sistem hemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva je grafički odraz njegovog sopstvenog zakona. Elementi su raspoređeni u tabeli prema određenom hemijskom i fizičkom značenju. Po lokaciji elementa možete odrediti njegovu valenciju, broj elektrona i mnoge druge karakteristike. Tablica je horizontalno podijeljena na velike i male periode, a vertikalno na grupe.

Rice. 2. Periodični sistem.

Postoji 7 perioda koji počinju sa alkalnim metalom i završavaju sa supstancama koje imaju nemetalna svojstva. Grupe, koje se sastoje od 8 kolona, podijeljene su na glavne i sekundarne podgrupe.

Dalji razvoj nauke je pokazao da se periodično ponavljanje svojstava elemenata u određenim intervalima, posebno jasno manifestovano u 2 i 3 mala perioda, objašnjava ponavljanjem elektronske strukture spoljašnjih energetskih nivoa, gde se nalaze valentni elektroni, zbog čega u reakcijama nastaju hemijske veze i nove supstance. Dakle, u svakoj vertikalnoj grupi kolona postoje elementi sa karakterističnim karakteristikama koje se ponavljaju. To se jasno manifestuje u grupama gde postoje porodice veoma aktivnih alkalnih metala (I grupa, glavna podgrupa) i nehalogenih metala (grupa VII, glavna podgrupa). S lijeva na desno duž perioda, broj elektrona raste sa 1 na 8, dok dolazi do smanjenja metalnih svojstava elemenata. Dakle, metalna svojstva se manifestuju što jače, što je manje elektrona na vanjskom nivou.

Rice. 3. Mali i veliki periodi u periodnom sistemu.

Takva svojstva atoma kao što su energija jonizacije, energija afiniteta elektrona i elektronegativnost se također periodično ponavljaju. Ove količine su povezane sa sposobnošću atoma da donira elektron sa spoljašnjeg nivoa (jonizacija) ili da zadrži vanzemaljski elektron na svom spoljašnjem nivou (afinitet prema elektronu). Ukupno dobijenih ocena: 117.

Podijeli: