La prima legge di Mendeleev. Legge periodica, sistema periodico di elementi chimici di Mendeleev e struttura dell'atomo

Prima opzione Tavola periodica degli elementiè stato pubblicato da Dmitri Ivanovich Mendeleev nel 1869 e si chiamava "L'esperienza di un sistema di elementi".

DI. Mendeleev ha disposto i 63 elementi conosciuti a quel tempo in ordine crescente di loro masse atomiche e ricevette la serie naturale degli elementi chimici, in cui scoprì la periodica ricorrenza delle proprietà chimiche. Questa riga elementi chimici è ora conosciuta come la legge periodica (formulazione di D.I. Mendeleev):

Le proprietà dei corpi semplici, così come le forme e le proprietà dei composti degli elementi, dipendono periodicamente dalla grandezza dei pesi atomici degli elementi.

L'attuale formulazione della legge recita:

Le proprietà degli elementi chimici, delle sostanze semplici, nonché la composizione e le proprietà dei composti dipendono periodicamente dai valori delle cariche dei nuclei degli atomi.

Immagine grafica legge periodicaè la tavola periodica.

La cella di ogni elemento indica le sue caratteristiche più importanti.

Tavola periodica contiene gruppi e periodi.

Gruppo- una colonna del sistema periodico in cui si trovano elementi chimici che hanno somiglianza chimica a causa di identiche configurazioni elettroniche dello strato di valenza.

Sistema periodico di D.I. Mendeleev contiene otto gruppi di elementi. Ogni gruppo è composto da due sottogruppi: principale (a) e secondaria (b). Il sottogruppo principale contiene S- e p- elementi, a lato - d- elementi.

Nomi dei gruppi:

I-a Metalli alcalini.

II-a Metalli alcalino terrosi.

V-a Pnicogeno.

VI-a Calcogeni.

VII-a alogeni.

VIII-a Gas nobili (inerti).

Periodoè una sequenza di elementi scritti come una stringa, disposti in ordine di cariche crescenti dei loro nuclei. Il numero del periodo corrisponde al numero di livelli elettronici nell'atomo.

Il periodo inizia con un metallo alcalino (o idrogeno) e termina con un gas nobile.

Parametro	Giù il gruppo	Per punto a destra
Carica del nucleo	sta aumentando	sta aumentando
Numero di elettroni di valenza	Non cambia	sta aumentando
Numero di livelli di energia	sta aumentando	Non cambia
Raggio dell'atomo	sta aumentando	Diminuisce
Elettronegatività	Diminuisce	sta aumentando
Proprietà del metallo	Stanno aumentando	Diminuire
Stato di ossidazione in ossido superiore	Non cambia	sta aumentando
Il grado di ossidazione nei composti dell'idrogeno (per elementi dei gruppi IV-VII)	Non cambia	sta aumentando

Tavola periodica moderna degli elementi chimici di Mendeleev.

Qui il lettore troverà informazioni su una delle leggi più importanti mai scoperte dall'uomo in campo scientifico: la legge periodica di Mendeleev Dmitry Ivanovich. Conoscerai il suo significato e l'influenza sulla chimica, sarà considerata disposizioni generali, caratteristiche e dettagli della legge periodica, la storia del ritrovamento e le principali disposizioni.

Cos'è la legge periodica

La legge periodica è legge naturale di natura fondamentale, che fu scoperta per la prima volta da D. I. Mendeleev nel 1869, e la scoperta stessa avvenne a causa di un confronto tra le proprietà di alcuni elementi chimici e i valori di massa atomica conosciuti a quel tempo.

Mendeleev ha sostenuto che, secondo la sua legge, semplice e corpi complessi e le varie combinazioni di elementi dipendono dalla loro dipendenza dal tipo periodico e dal peso del loro atomo.

La legge periodica è unica nel suo genere e ciò è dovuto al fatto che non è espressa da equazioni matematiche, a differenza di altre leggi fondamentali della natura e dell'universo. Graficamente trova la sua espressione nella tavola periodica degli elementi chimici.

Storia della scoperta

La scoperta della legge periodica avvenne nel 1869, ma i tentativi di sistematizzare tutti gli elementi x conosciuti iniziarono molto prima.

Il primo tentativo di creare un tale sistema fu fatto da I. V. Debereiner nel 1829. Classificava tutti gli elementi chimici a lui noti in triadi, interconnesse dalla vicinanza di metà della somma delle masse atomiche incluse in questo gruppo di tre componenti. A seguito di Debereiner, A. de Chancourtua tentò di creare una tabella unica di classificazione degli elementi, che chiamò il suo sistema la "spirale terrestre", e dopo di lui l'ottava di Newlands fu compilata da John Newlands. Nel 1864, quasi contemporaneamente, William Olding e Lothar Meyer pubblicarono tabelle create in modo indipendente.

La legge periodica fu presentata alla comunità scientifica per la revisione l'8 marzo 1869, e ciò avvenne durante una riunione della X-esima Società Russa. Mendeleev Dmitry Ivanovich annunciò la sua scoperta davanti a tutti e nello stesso anno fu pubblicato il libro di testo di Mendeleev "Fondamenti di chimica", dove fu mostrata per la prima volta la tavola periodica da lui creata. Un anno dopo, nel 1870, scrisse un articolo e lo sottopose per la revisione all'RCS, dove fu utilizzato per la prima volta il concetto di legge periodica. Nel 1871 Mendeleev diede una descrizione esauriente della sua ricerca nel suo famoso articolo sulla validità periodica degli elementi chimici.

Un prezioso contributo allo sviluppo della chimica

Il valore della legge periodica è incredibilmente grande per la comunità scientifica di tutto il mondo. Ciò è dovuto al fatto che la sua scoperta ha dato un potente impulso allo sviluppo sia della chimica che di altre scienze naturali, come la fisica e la biologia. Era aperto il rapporto degli elementi con le loro caratteristiche chimiche e fisiche qualitative, e ciò consentiva anche di comprendere l'essenza della costruzione di tutti gli elementi secondo un unico principio e diede origine alla moderna formulazione dei concetti di elementi chimici, per concretizzare conoscenza di sostanze di struttura complessa e semplice.

L'uso della legge periodica ha permesso di risolvere il problema della predizione chimica, di determinare la causa del comportamento di elementi chimici noti. La fisica atomica, compresa l'energia nucleare, divenne possibile grazie alla stessa legge. A loro volta, queste scienze hanno permesso di ampliare gli orizzonti dell'essenza di questa legge e di approfondire la sua comprensione.

Proprietà chimiche degli elementi del sistema periodico

Infatti, gli elementi chimici sono interconnessi dalle caratteristiche ad essi inerenti sia allo stato di atomo libero che di ione, solvato o idratato, in una sostanza semplice e nella forma che possono formare i loro numerosi composti. Tuttavia, le proprietà x-esima di solito consistono in due fenomeni: proprietà caratteristiche di un atomo allo stato libero e una sostanza semplice. Questo tipo di proprietà include molti dei loro tipi, ma i più importanti sono:

1. Ionizzazione atomica e sua energia, a seconda della posizione dell'elemento nella tabella, il suo numero ordinale.
2. La relazione energetica dell'atomo e dell'elettrone, che, come la ionizzazione atomica, dipende dalla posizione dell'elemento nella tavola periodica.
3. L'elettronegatività di un atomo, che non ha un valore costante, ma può cambiare a seconda di vari fattori.
4. I raggi di atomi e ioni: qui, di regola, vengono utilizzati dati empirici associati alla natura ondulatoria degli elettroni in uno stato di movimento.
5. Atomizzazione di sostanze semplici: una descrizione della capacità di un elemento di reattività.
6. Gli stati di ossidazione sono una caratteristica formale che appare però come una delle caratteristiche più importanti di un elemento.
7. Il potenziale di ossidazione per sostanze semplici è una misura e un'indicazione del potenziale di una sostanza di agire in soluzioni acquose, nonché del livello di manifestazione delle proprietà redox.

Periodicità di elementi di tipo interno e secondario

La legge periodica fornisce una comprensione di un'altra importante componente della natura: la periodicità interna e secondaria. I suddetti campi di studio delle proprietà atomiche sono, infatti, molto più complessi di quanto si possa pensare. Ciò è dovuto al fatto che gli elementi s, p, d della tabella cambiano le loro caratteristiche qualitative a seconda della loro posizione nel periodo (periodicità interna) e nel gruppo (periodicità secondaria). Ad esempio, il processo interno di transizione dell'elemento s dal primo gruppo all'ottavo all'elemento p è accompagnato da punti di minimo e massimo sulla curva di energia dell'atomo ionizzato. Questo fenomeno mostra l'incoerenza interna della periodicità dei cambiamenti nelle proprietà di un atomo in base alla sua posizione nel periodo.

Risultati

Ora il lettore ha una chiara comprensione e definizione di quale sia la legge periodica di Mendeleev, ne comprende il significato per l'uomo e lo sviluppo di varie scienze e ha un'idea delle sue attuali disposizioni e della storia della scoperta.

Come risultato del successo dello sviluppo del materiale in questo capitolo, lo studente dovrebbe:

sapere

• moderna formulazione della legge periodica;
• connessione tra la struttura del sistema periodico e la sequenza energetica dei sottolivelli negli atomi multielettronici;
• definizioni dei concetti "periodo", "gruppo", "5-elementi", "p-elementi", "d- elementi”, “/-elementi”, “energia di ionizzazione”, “affinità elettronica”, “elettronegatività”, “raggio di van der Waals”, “clarke”;
• legge fondamentale della geochimica;

essere in grado di

Descrivere la struttura del sistema periodico secondo le regole di Klechkovsky;

possedere

Idee sulla natura periodica del cambiamento nelle proprietà degli atomi e sulle proprietà chimiche degli elementi, sulle caratteristiche della versione a lungo periodo del sistema periodico; sulla relazione tra l'abbondanza degli elementi chimici e la loro posizione nel sistema periodico, sui macro e microelementi nella litosfera e nella materia vivente.

Moderna formulazione della legge periodica

Diritto periodico - la legge più generale della chimica - fu scoperta da Dmitry Ivanovich Mendeleev nel 1869. A quel tempo, la struttura dell'atomo non era ancora nota. D. I. Mendeleev ha fatto la sua scoperta sulla base del regolare cambiamento delle proprietà degli elementi con un aumento delle masse atomiche.

Dopo la scoperta della struttura degli atomi, è diventato chiaro che le loro proprietà sono determinate dalla struttura dei gusci di elettroni, che dipende da numero totale elettroni in un atomo. Il numero di elettroni in un atomo è uguale alla carica del suo nucleo. Pertanto, la moderna formulazione della legge periodica è la seguente.

Le proprietà degli elementi chimici e delle sostanze semplici e complesse che formano sono in periodica dipendenza dalla carica del nucleo dei loro atomi.

Il significato della legge periodica sta nel fatto che è lo strumento principale per sistematizzare e classificare le informazioni chimiche, un mezzo molto importante per interpretare le informazioni chimiche, un potente strumento per prevedere le proprietà dei composti chimici e un mezzo di ricerca diretta di composti con proprietà predeterminate.

La legge periodica non ha un'espressione matematica sotto forma di equazioni, si riflette in una tabella chiamata sistema periodico di elementi chimici. Ci sono molte varianti delle tavole della tavola periodica. Le più utilizzate sono le versioni a lungo ea breve termine, poste sul primo e sul secondo inserto colorato del libro. L'unità strutturale principale del sistema periodico è il periodo.

Punto con numero p detta sequenza di elementi chimici disposti in ordine ascendente della carica del nucleo di un atomo, che inizia con ^-elementi e termina con ^-elementi.

In questa definizione P - numero del periodo uguale a maggiore numero quantico per il livello di energia superiore negli atomi di tutti gli elementi di questo periodo. negli atomi elementi s I 5 sottolivelli sono completati, in atomi p-elementi - rispettivamente p-sottolivelli. L'eccezione alla definizione di cui sopra è il primo periodo, in cui non ci sono elementi p, poiché al primo livello di energia (n = 1) ci sono solo 15 livelli. La tavola periodica contiene anche d-elementi, i cui ^-sottolivelli sono completati, e /-elementi, i cui /-sottolivelli sono stati completati.

I dati sulla struttura del nucleo e sulla distribuzione degli elettroni negli atomi consentono di considerare la legge periodica e il sistema periodico degli elementi da posizioni fisiche fondamentali. Sulla base di idee moderne, la legge periodica è formulata come segue:

Le proprietà delle sostanze semplici, così come le forme e le proprietà dei composti degli elementi, dipendono periodicamente dalla carica del nucleo atomico (numero di serie).

Tavola periodica del D.I. Mendeleev

Attualmente sono note più di 500 varianti della rappresentazione del sistema periodico: si tratta di varie forme di trasmissione della legge periodica.

La prima versione del sistema di elementi, proposta da DI Mendeleev il 1 marzo 1869, era la cosiddetta versione a forma lunga. In questa variante, i periodi erano disposti su un'unica riga.

Nel sistema periodico ci sono 7 periodi orizzontali, di cui i primi tre sono detti piccoli e gli altri sono grandi. Nel primo periodo ci sono 2 elementi, nel secondo e nel terzo - 8 ciascuno, nel quarto e nel quinto - 18 ciascuno, nel sesto - 32, nel settimo (incompleto) - 21 elementi. Ogni periodo, ad eccezione del primo, inizia con un metallo alcalino e termina con un gas nobile (il 7° periodo è incompiuto).

Tutti gli elementi del sistema periodico sono numerati nell'ordine in cui si susseguono. I numeri degli elementi sono chiamati numeri ordinali o atomici.

Il sistema ha 10 righe. Ogni periodo piccolo è composto da una riga, ogni periodo grande è composto da due righe: pari (superiore) e dispari (inferiore). Nelle file pari di grandi periodi (quarto, sesto, ottavo e decimo) ci sono solo metalli e le proprietà degli elementi nella riga da sinistra a destra cambiano leggermente. Nelle file dispari di periodi grandi (quinta, settima e nona), le proprietà degli elementi nella riga da sinistra a destra cambiano, come negli elementi tipici.

La caratteristica principale per cui gli elementi di grandi periodi sono divisi in due file è il loro stato di ossidazione. I loro valori identici si ripetono due volte in un periodo con un aumento delle masse atomiche degli elementi. Ad esempio, nel quarto periodo, gli stati di ossidazione degli elementi da K a Mn cambiano da +1 a +7, seguiti dalla triade Fe, Co, Ni (questi sono elementi di una serie pari), dopo di che lo stesso aumento di si osservano gli stati di ossidazione degli elementi da Cu a Br (sono elementi di una riga dispari). Lo stesso lo vediamo negli altri grandi periodi, eccetto il settimo, che consiste in una serie (pari). Anche le forme di combinazioni di elementi si ripetono due volte in lunghi periodi.

Nel sesto periodo, dopo il lantanio, ci sono 14 elementi con numeri di serie 58-71, chiamati lantanidi (la parola "lanthanides" significa simile al lantanio e "actinides" - "come l'attinio"). A volte sono chiamati lantanidi e attinidi , che significa seguire lantanide, dopo attinio). I lantanidi sono posti separatamente in fondo alla tabella, e nella cella un asterisco indica la sequenza della loro posizione nel sistema: La-Lu. Le proprietà chimiche dei lantanidi sono molto simili Ad esempio sono tutti metalli reattivi, reagiscono con l'acqua per formare idrossido e idrogeno Da ciò ne consegue che i lantanidi hanno una forte analogia orizzontale.

Nel settimo periodo, 14 elementi con numeri di serie 90-103 costituiscono la famiglia degli attinidi. Sono anche posizionati separatamente - sotto i lantanidi e nella cella corrispondente due asterischi indicano la sequenza della loro posizione nel sistema: Ac-Lr. Tuttavia, a differenza dei lantanidi, l'analogia orizzontale per gli attinidi è debolmente espressa. Esibiscono stati di ossidazione più diversi nei loro composti. Ad esempio, lo stato di ossidazione dell'attinio è +3 e l'uranio è +3, +4, +5 e +6. Lo studio delle proprietà chimiche degli attinidi è estremamente difficile a causa dell'instabilità dei loro nuclei.

Nella tavola periodica, otto gruppi sono disposti verticalmente (indicati da numeri romani). Il numero del gruppo è correlato al grado di ossidazione degli elementi che esibiscono nei composti. Di norma, il più alto stato di ossidazione positivo degli elementi è uguale al numero del gruppo. Le eccezioni sono il fluoro: il suo stato di ossidazione è -1; rame, argento, oro mostrano stati di ossidazione +1, +2 e +3; degli elementi del gruppo VIII, lo stato di ossidazione +8 è noto solo per osmio, rutenio e xeno.

Il gruppo VIII contiene i gas nobili. In precedenza, si credeva che non fossero in grado di formare composti chimici.

Ogni gruppo è diviso in due sottogruppi - principale e secondario, che nel sistema periodico è enfatizzato dallo spostamento di alcuni a destra e di altri a sinistra. Il sottogruppo principale è costituito da elementi tipici (elementi del secondo e terzo periodo) ed elementi di grandi periodi simili a loro nelle proprietà chimiche. Un sottogruppo secondario è costituito solo da metalli, elementi di grandi periodi. Il gruppo VIII è diverso dagli altri. Oltre al sottogruppo principale dell'elio, contiene tre sottogruppi laterali: un sottogruppo di ferro, un sottogruppo di cobalto e un sottogruppo di nichel.

Le proprietà chimiche degli elementi dei sottogruppi principale e secondario differiscono in modo significativo. Ad esempio, nel VII gruppo il sottogruppo principale è costituito da non metalli F, CI, Br, I, At, il secondario - metalli Mn, Tc, Re. Pertanto, i sottogruppi uniscono gli elementi più simili tra loro.

Tutti gli elementi tranne elio, neon e argon formano composti di ossigeno; Ci sono solo 8 forme di composti dell'ossigeno. Nel sistema periodico, sono spesso rappresentati da formule generali poste sotto ciascun gruppo in ordine crescente dello stato di ossidazione degli elementi: R 2 O, RO, R 2 O 3, RO 2, R 2 O 5, RO 3, R 2 O 7, RO 4, dove R è un elemento di questo gruppo. Le formule degli ossidi superiori si applicano a tutti gli elementi del gruppo (principale e secondario), ad eccezione dei casi in cui gli elementi non mostrano uno stato di ossidazione uguale al numero del gruppo.

Gli elementi dei principali sottogruppi, a partire dal gruppo IV, formano composti di idrogeno gassosi, ci sono 4 forme di tali composti.Sono anche rappresentati da formule generali nella sequenza RN 4, RN 3, RN 2, RN. Le formule dei composti dell'idrogeno si trovano sotto gli elementi dei sottogruppi principali e si applicano solo a loro.

Le proprietà degli elementi nei sottogruppi cambiano naturalmente: dall'alto verso il basso, le proprietà metalliche aumentano e quelle non metalliche si indeboliscono. Ovviamente le proprietà metalliche sono più pronunciate nel francio, poi nel cesio; non metallico - in fluoro, quindi - in ossigeno.

È anche possibile tracciare visivamente la periodicità delle proprietà degli elementi in base alla considerazione delle configurazioni elettroniche degli atomi.

Il numero di elettroni situati al livello esterno negli atomi degli elementi, disposti in ordine crescente di numero di serie, viene ripetuto periodicamente. Il cambiamento periodico nelle proprietà degli elementi con un aumento del numero di serie è spiegato dal cambiamento periodico nella struttura dei loro atomi, ovvero il numero di elettroni nei loro livelli di energia esterna. In base al numero di livelli di energia nel guscio elettronico dell'atomo, gli elementi sono divisi in sette periodi. Il primo periodo è costituito da atomi in cui il guscio elettronico è costituito da un livello di energia, nel secondo periodo - di due, nel terzo - di tre, nel quarto - di quattro, ecc. Ogni nuovo periodo inizia quando un nuovo livello di energia inizia a riempire il livello.

Nel sistema periodico, ogni periodo inizia con elementi i cui atomi hanno un elettrone a livello esterno - atomi di metallo alcalino - e termina con elementi i cui atomi a livello esterno hanno 2 (nel primo periodo) o 8 elettroni (in tutti quelli successivi ) - atomi di gas nobili .

Inoltre, vediamo che i gusci elettronici esterni sono simili per gli atomi degli elementi (Li, Na, K, Rb, Cs); (Sii, Mg, Ca, Sr); (F, Cl, Br, I); (He, Ne, Ag, Kr, Xe), ecc. Ecco perché ciascuno dei suddetti gruppi di elementi si trova in un determinato sottogruppo principale della tavola periodica: Li, Na, K, Rb, Cs nel gruppo I, F, Cl, Br, I - in VII, ecc.

È proprio a causa della somiglianza della struttura dei gusci di elettroni degli atomi che le loro proprietà fisiche e chimiche sono simili.

Numero sottogruppi principaliè determinato dal numero massimo di elementi a livello energetico ed è pari a 8. Il numero di elementi di transizione (elementi sottogruppi laterali)è determinato dal numero massimo di elettroni nel sottolivello d ed è uguale a 10 in ciascuno dei periodi grandi.

Poiché nel sistema periodico degli elementi chimici D.I. Mendeleev, uno dei sottogruppi laterali contiene contemporaneamente tre elementi di transizione che sono vicini nelle proprietà chimiche (le cosiddette triadi Fe-Co-Ni, Ru-Rh-Pd, Os-Ir-Pt), quindi il numero di sottogruppi laterali , oltre ai principali, è otto.

Per analogia con gli elementi di transizione, il numero di lantanidi e attinidi posti in fondo alla tavola periodica sotto forma di righe indipendenti è uguale al numero massimo di elettroni al sottolivello f, cioè 14.

Il periodo inizia con un elemento nell'atomo di cui c'è un elettrone s a livello esterno: nel primo periodo è l'idrogeno, nel resto - metalli alcalini. Il periodo termina con un gas nobile: il primo - con elio (1s 2), i restanti periodi - con elementi i cui atomi a livello esterno hanno una configurazione elettronica ns 2 np 6 .

Il primo periodo contiene due elementi: idrogeno (Z = 1) ed elio (Z = 2). Il secondo periodo inizia con l'elemento litio (Z= 3) e termina con neon (Z= 10). Ci sono otto elementi nel secondo periodo. Il terzo periodo inizia con il sodio (Z = 11), la cui configurazione elettronica è 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1. Da esso è iniziato il riempimento del terzo livello di energia. Termina al gas inerte argon (Z= 18), i cui sottolivelli 3s e 3p sono completamente riempiti. Formula elettronica dell'argon: 1s 2 2s 2 2p 6 Zs 2 3p 6. Il sodio è un analogo del litio, l'argon è un analogo del neon. Nel terzo periodo, come nel secondo, ci sono otto elementi.

Il quarto periodo inizia con il potassio (Z = 19), la cui struttura elettronica è espressa dalla formula 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p64s 1. Il suo diciannovesimo elettrone occupava il sottolivello 4s, la cui energia è inferiore all'energia del sottolivello 3d. L'elettrone 4s esterno conferisce all'elemento proprietà simili a quelle del sodio. Nel calcio (Z = 20), il sottolivello 4s è riempito con due elettroni: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2. Dall'elemento scandio (Z = 21), inizia il riempimento del sottolivello 3d, poiché esso è energeticamente più favorevole di 4p -sottolivello. Cinque orbitali del sottolivello 3d possono essere occupati da dieci elettroni, che si trova negli atomi dallo scandio allo zinco (Z = 30). Pertanto, la struttura elettronica di Sc corrisponde alla formula 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 e zinco - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2. Negli atomi degli elementi successivi fino al krypton di gas inerte (Z = 36) viene riempito il sottolivello 4p. Ci sono 18 elementi nel quarto periodo.

Il quinto periodo contiene elementi dal rubidio (Z = 37) al gas inerte xeno (Z = 54). Il riempimento dei loro livelli energetici è lo stesso degli elementi del quarto periodo: dopo Rb e Sr, dieci elementi di ittrio (Z= 39) al cadmio (Z = 48), viene riempito il sottolivello 4d, dopodiché gli elettroni occupano il sottolivello 5p. Nel quinto periodo, come nel quarto, ci sono 18 elementi.

Negli atomi degli elementi del sesto periodo di cesio (Z= 55) e bario (Z = 56), il sottolivello 6s è riempito. Nel lantanio (Z = 57), un elettrone entra nel sottolivello 5d, dopodiché il riempimento di questo sottolivello si interrompe e il sottolivello 4f inizia a riempirsi, sette orbitali dei quali possono essere occupati da 14 elettroni. Ciò si verifica per gli atomi degli elementi lantanidi con Z = 58 - 71. Poiché il sottolivello 4f profondo del terzo livello dall'esterno è riempito con questi elementi, hanno proprietà chimiche molto simili. Con l'afnio (Z = 72), il riempimento del sottolivello d riprende e termina con il mercurio (Z = 80), dopodiché gli elettroni riempiono il sottolivello 6p. Il riempimento del livello è completato al gas nobile radon (Z = 86). Ci sono 32 elementi nel sesto periodo.

Il settimo periodo è incompleto. Il riempimento dei livelli elettronici con gli elettroni è simile al sesto periodo. Dopo aver riempito il sottolivello 7s in Francia (Z = 87) e radio (Z = 88), un elettrone di attinio entra nel sottolivello 6d, dopodiché il sottolivello 5f inizia a essere riempito con 14 elettroni. Ciò si verifica per atomi di elementi attinidi con Z = 90 - 103. Dopo il 103° elemento, viene riempito il sottolivello b d: in kurchatovium (Z = 104), = 105), elementi Z = 106 e Z = 107. Gli attinidi, come i lantanidi, hanno molte proprietà chimiche simili.

Sebbene il sottolivello 3d venga riempito dopo il sottolivello 4s, viene posizionato prima nella formula, poiché tutti i sottolivelli di questo livello vengono scritti in sequenza.

A seconda di quale sottolivello è stato riempito per ultimo di elettroni, tutti gli elementi sono divisi in quattro tipi (famiglie).

1. s - Elementi: il sottolivello s del livello esterno è riempito di elettroni. Questi includono i primi due elementi di ogni periodo.

2. p - Elementi: il sottolivello p del livello esterno è riempito di elettroni. Questi sono gli ultimi 6 elementi di ogni periodo (tranne il primo e il settimo).

3. d - Elementi: il sottolivello d del secondo livello dall'esterno è pieno di elettroni e uno o due elettroni rimangono al livello esterno (per Pd - zero). Questi includono elementi di decenni intercalari di ampi periodi situati tra gli elementi s e p (sono anche chiamati elementi di transizione).

4. f - Elementi: il sottolivello f del terzo livello dall'esterno è pieno di elettroni e due elettroni rimangono al livello esterno. Questi sono i lantanidi e gli attinidi.

Ci sono 14 elementi s, 30 elementi p, 35 elementi d, 28 elementi f nel sistema periodico Gli elementi dello stesso tipo hanno un certo numero di proprietà chimiche comuni.

Il sistema periodico di D. I. Mendeleev è una classificazione naturale degli elementi chimici in base alla struttura elettronica dei loro atomi. La struttura elettronica di un atomo, e quindi le proprietà di un elemento, è giudicata dalla posizione dell'elemento nel periodo e nel sottogruppo corrispondente del sistema periodico. I modelli di riempimento dei livelli elettronici spiegano il diverso numero di elementi nei periodi.

Pertanto, la rigida periodicità della disposizione degli elementi nel sistema periodico degli elementi chimici di D. I. Mendeleev è pienamente spiegata dalla natura coerente del riempimento dei livelli di energia.

Risultati:

La teoria della struttura degli atomi spiega il cambiamento periodico nelle proprietà degli elementi. Un aumento delle cariche positive dei nuclei atomici da 1 a 107 provoca una ripetizione periodica della struttura del livello di energia esterna. E poiché le proprietà degli elementi dipendono principalmente dal numero di elettroni nel livello esterno, si ripetono anche periodicamente. Questo è il significato fisico della legge periodica.

In brevi periodi, con un aumento della carica positiva dei nuclei degli atomi, aumenta il numero di elettroni a livello esterno (da 1 a 2 - nel primo periodo e da 1 a 8 - nel secondo e terzo periodo) , che spiega il cambiamento delle proprietà degli elementi: all'inizio del periodo (tranne il primo periodo) c'è un metallo alcalino, quindi le proprietà metalliche si indeboliscono gradualmente e le proprietà non metalliche aumentano.

Nei lunghi periodi, all'aumentare della carica nucleare, è più difficile riempire i livelli di elettroni, il che spiega anche il cambiamento più complesso nelle proprietà degli elementi rispetto agli elementi di piccoli periodi. Quindi, in righe pari di lunghi periodi, con carica crescente, il numero di elettroni nel livello esterno rimane costante e uguale a 2 o 1. Pertanto, mentre gli elettroni stanno riempiendo il livello successivo a quello esterno (secondo dall'esterno), il le proprietà degli elementi in queste righe cambiano molto lentamente. Solo nelle righe dispari, quando il numero di elettroni nel livello esterno aumenta con la crescita della carica nucleare (da 1 a 8), le proprietà degli elementi iniziano a cambiare allo stesso modo di quelle tipiche.

Alla luce della dottrina della struttura degli atomi, la divisione di D.I. Mendeleev di tutti gli elementi per sette periodi. Il numero del periodo corrisponde al numero dei livelli di energia degli atomi pieni di elettroni, quindi gli elementi s sono presenti in tutti i periodi, gli elementi p nel secondo e successivi, gli elementi d nel quarto e successivi e gli elementi f in il sesto e il settimo periodo.

Anche la divisione dei gruppi in sottogruppi, basata sulla differenza nel riempimento dei livelli di energia con gli elettroni, è facilmente spiegabile. Per gli elementi dei sottogruppi principali, vengono riempiti i sottolivelli s (questi sono elementi s) oi sottolivelli p (questi sono elementi p) dei livelli esterni. Per gli elementi dei sottogruppi laterali, viene riempito il sottolivello (d del secondo livello esterno (questi sono elementi d). Per i lantanidi e gli attinidi, vengono riempiti rispettivamente i sottolivelli 4f e 5f (questi sono elementi f). Pertanto, in ogni sottogruppo, vengono combinati elementi i cui atomi hanno una struttura simile del livello elettronico esterno.Allo stesso tempo, gli atomi degli elementi dei sottogruppi principali contengono sui livelli esterni il numero di elettroni pari al numero del gruppo .I sottogruppi secondari includono elementi i cui atomi hanno a livello esterno due o un elettrone.

Le differenze nella struttura causano anche differenze nelle proprietà degli elementi di diversi sottogruppi dello stesso gruppo. Quindi, al livello esterno degli atomi degli elementi del sottogruppo alogeno, ci sono sette elettroni del sottogruppo del manganese, due elettroni ciascuno. I primi sono metalli tipici e i secondi sono metalli.

Ma gli elementi di questi sottogruppi hanno anche proprietà comuni: entrare reazioni chimiche, tutti (ad eccezione del fluoro F) possono donare 7 elettroni per formare legami chimici. In questo caso, gli atomi del sottogruppo manganese donano 2 elettroni dal livello esterno e 5 elettroni dal livello successivo. Pertanto, negli elementi dei sottogruppi secondari, gli elettroni di valenza non sono solo il livello esterno, ma anche il penultimo (secondo dall'esterno), che è la principale differenza nelle proprietà degli elementi dei sottogruppi principale e secondario.

Ne consegue anche che il numero del gruppo, di regola, indica il numero di elettroni che possono partecipare alla formazione di legami chimici. Questo è il significato fisico del numero del gruppo.

Quindi, la struttura degli atomi determina due modelli:

1) modifica delle proprietà degli elementi in orizzontale: nel periodo da sinistra a destra, le proprietà metalliche vengono indebolite e le proprietà non metalliche vengono migliorate;

2) un cambiamento nelle proprietà degli elementi lungo la verticale - in un sottogruppo con un aumento del numero di serie, le proprietà metalliche aumentano e quelle non metalliche si indeboliscono.

In questo caso, l'elemento (e la cella del sistema) si trova all'intersezione dell'orizzontale e della verticale, che ne determina le proprietà. Questo aiuta a trovare e descrivere le proprietà degli elementi i cui isotopi sono ottenuti artificialmente.

1. Dimostrare che la legge periodica di D. I. Mendeleev, come qualsiasi altra legge di natura, svolge funzioni esplicative, generalizzanti e predittive. Fornisci esempi che illustrino queste funzioni di altre leggi a te note dai corsi di chimica, fisica e biologia.

La legge periodica di Mendeleev è una delle leggi fondamentali della chimica. Si può sostenere che tutta la chimica moderna è costruita su di esso. Spiega la dipendenza delle proprietà degli atomi dalla loro struttura, generalizza questa dipendenza per tutti gli elementi, dividendoli in gruppi diversi e prevede anche le loro proprietà a seconda della struttura e della struttura a seconda delle proprietà.

Ci sono altre leggi che hanno funzioni esplicative, generalizzanti e predittive. Ad esempio, la legge di conservazione dell'energia, la legge di rifrazione della luce, la legge genetica di Mendel.

2. Denominare l'elemento chimico nel cui atomo gli elettroni sono disposti in livelli secondo una serie di numeri: 2, 5. Quale semplice sostanza forma questo elemento? Qual è la formula del suo composto di idrogeno e qual è il suo nome? Quale formula ha l'ossido più alto di questo elemento, qual è il suo carattere? Annotare le equazioni di reazione che caratterizzano le proprietà di questo ossido.

3. Il berillio era classificato come un elemento del gruppo III e la sua massa atomica relativa era considerata 13,5. Perché D. I. Mendeleev lo ha trasferito al gruppo II e ha corretto la massa atomica del berillio da 13,5 a 9?

In precedenza, l'elemento berillio era stato erroneamente assegnato al gruppo III. La ragione di ciò era l'errata determinazione della massa atomica del berillio (invece di 9, era considerata uguale a 13,5). D. I. Mendeleev ha suggerito che il berillio sia nel gruppo II, basato su proprietà chimiche elemento. Le proprietà del berillio erano molto simili a quelle di Mg e Ca e completamente diverse da quelle di Al. Sapendo che le masse atomiche di Li e B, elementi vicini a Be, sono rispettivamente 7 e 11, D. I. Mendeleev ha suggerito che la massa atomica del berillio è 9.

4. Scrivi le equazioni delle reazioni tra una sostanza semplice formata da un elemento chimico nell'atomo di cui gli elettroni sono distribuiti su livelli energetici secondo una serie di numeri: 2, 8, 8, 2 e sostanze semplici formate dagli elementi n. 7 e n. 8 del Sistema periodico. Qual è il tipo di legame chimico nei prodotti di reazione? Qual è la struttura cristallina delle sostanze semplici iniziali e dei prodotti della loro interazione?

5. Disporre i seguenti elementi in ordine di rafforzamento delle proprietà metalliche: As, Sb, N, P, Bi. Giustifica la serie risultante in base alla struttura degli atomi di questi elementi.

N, P, As, Sb, Bi - rafforzamento delle proprietà metalliche. Le proprietà metalliche nei gruppi sono migliorate.

6. Disporre i seguenti elementi in ordine di rafforzamento delle proprietà non metalliche: Si, Al, P, S, Cl, Mg, Na. Giustifica la serie risultante in base alla struttura degli atomi di questi elementi.

Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl - rafforzamento delle proprietà non metalliche. Le proprietà non metalliche nei periodi sono migliorate.

7. Disporre nell'ordine di indebolimento delle proprietà acide degli ossidi, le cui formule sono: SiO2, P2O5, Al2O3, Na2O, MgO, Cl2O7. Giustifica la serie risultante. Annotare le formule degli idrossidi corrispondenti a questi ossidi. Come cambia il loro carattere acido nella serie che hai proposto?

8. Scrivere le formule per gli ossidi di boro, berillio e litio e disporle in ordine crescente rispetto alle proprietà principali. Annotare le formule degli idrossidi corrispondenti a questi ossidi. Qual è la loro natura chimica?

9. Cosa sono gli isotopi? In che modo la scoperta degli isotopi ha contribuito alla formazione della Legge Periodica?

Il sistema periodico degli elementi riflette la relazione degli elementi chimici. Il numero atomico di un elemento è uguale alla carica del nucleo, numericamente esso è uguale al numero protoni. Il numero di neutroni contenuti nei nuclei di un elemento, in contrasto con il numero di protoni, può essere diverso. Atomi dello stesso elemento i cui nuclei contengono numero diverso i neutroni sono chiamati isotopi.

Ogni elemento chimico ha diversi isotopi (naturali o artificiali). La massa atomica di un elemento chimico è uguale al valore medio delle masse di tutti i suoi isotopi naturali, tenendo conto della loro abbondanza.

Con la scoperta degli isotopi, le cariche dei nuclei, piuttosto che le loro masse atomiche, iniziarono ad essere utilizzate per distribuire gli elementi nel sistema periodico.

10. Perché le cariche dei nuclei atomici degli elementi nel sistema periodico di D. I. Mendeleev cambiano monotonicamente, ad es. la carica del nucleo di ciascun elemento successivo aumenta di uno rispetto alla carica del nucleo atomico dell'elemento precedente e le proprietà degli elementi e delle sostanze che formano cambiano periodicamente?

Ciò è dovuto al fatto che le proprietà degli elementi e dei loro composti non dipendono dal numero totale di elettroni, ma solo dagli elettroni di valenza che si trovano sull'ultimo strato. Il numero di elettroni di valenza cambia periodicamente, quindi anche le proprietà degli elementi cambiano periodicamente.

11. Fornire tre formulazioni della legge periodica, in cui la massa atomica relativa, la carica del nucleo atomico e la struttura dei livelli di energia esterna nel guscio elettronico dell'atomo sono presi come base per la sistematizzazione degli elementi chimici.

1. Le proprietà degli elementi chimici e le sostanze da essi formate sono in dipendenza periodica dalle relative masse atomiche degli elementi.
2. Le proprietà degli elementi chimici e le sostanze da essi formate sono in dipendenza periodica dalla carica dei nuclei atomici degli elementi.
3. Le proprietà degli elementi chimici e delle sostanze da essi formate sono in dipendenza periodica dalla struttura dei livelli di energia esterna nel guscio elettronico di un atomo.