Prima lege a lui Mendeleev. Legea periodică, sistemul periodic al elementelor chimice ale lui Mendeleev și structura atomului

Prima varianta Tabelul periodic al elementelor a fost publicat de Dmitri Ivanovich Mendeleev în 1869 și a fost numit „Experiența unui sistem de elemente”.

DI. Mendeleev a aranjat cele 63 de elemente cunoscute la acea vreme în ordine crescătoare a lor mase atomiceși a primit seria naturală de elemente chimice, în care a descoperit reapariția periodică a proprietăților chimice. Această serie elementele chimice este acum cunoscută sub numele de Legea periodică (formulare de D.I. Mendeleev):

Proprietățile corpurilor simple, precum și formele și proprietățile compușilor elementelor, sunt într-o dependență periodică de mărimea greutăților atomice ale elementelor.

Textul actual al legii este următorul:

Proprietățile elementelor chimice, substanțelor simple, precum și compoziția și proprietățile compușilor sunt într-o dependență periodică de valorile sarcinilor nucleelor ​​atomilor.

Imagine grafică lege periodică este tabelul periodic.

Celula fiecărui element indică cele mai importante caracteristici ale acestuia.

Tabelul periodic conţine grupuri și perioade.

grup- o coloană a sistemului periodic în care se află elemente chimice care au similitudini chimice datorită configurațiilor electronice identice ale stratului de valență.

Sistemul periodic al D.I. Mendeleev conține opt grupuri de elemente. Fiecare grup este format din două subgrupe: principal (a) și secundar (b). Subgrupul principal conține s-și p- elemente, în lateral - d- elemente.

Nume de grup:

I-a Metale alcaline.

II-a Metale alcalino-pământoase.

V-a Pnictogene.

VI-a Calcogeni.

VII-a Halogeni.

VIII-a Gaze nobile (inerte).

Perioadă este o succesiune de elemente scrise sub formă de șir, aranjate în ordinea sarcinilor crescătoare ale nucleelor ​​lor. Numărul perioadei corespunde numărului de niveluri electronice din atom.

Perioada începe cu un metal alcalin (sau hidrogen) și se termină cu un gaz nobil.

Parametru	Jos grupul	După punct la dreapta
Taxa de bază	creste	creste
Numărul de electroni de valență	Nu se schimba	creste
Numărul de niveluri de energie	creste	Nu se schimba
Raza atomului	creste	Scăderi
Electronegativitatea	Scăderi	creste
Proprietățile metalului	Cresc	Scădea
Starea de oxidare în oxid superior	Nu se schimba	creste
Gradul de oxidare în compușii cu hidrogen (pentru elementele grupelor IV-VII)	Nu se schimba	creste

Tabelul periodic modern al elementelor chimice lui Mendeleev.

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

Care este legea periodică

Legea periodică este lege naturala de natură fundamentală, care a fost descoperit pentru prima dată de D. I. Mendeleev încă din 1869, iar descoperirea în sine a avut loc datorită unei comparații a proprietăților unor elemente chimice și a valorilor masei atomice cunoscute la acea vreme.

Mendeleev a susținut că, conform legii sale, simplu și corpuri complexe iar diferitele combinații de elemente depind de dependența lor de tipul periodic și de greutatea atomului lor.

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

Istoria descoperirilor

Descoperirea legii periodice a avut loc în 1869, dar încercările de sistematizare a tuturor elementelor x cunoscute au început cu mult înainte.

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

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

O contribuție neprețuită la dezvoltarea chimiei

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

Utilizarea legii periodice a făcut posibilă rezolvarea problemei predicției chimice, determinarea cauzei comportării elementelor chimice cunoscute. Fizica atomică, inclusiv energia nucleară, a devenit posibilă ca urmare a aceleiași legi. La rândul lor, aceste științe au făcut posibilă extinderea orizontului esenței acestei legi și adâncirea în înțelegerea ei.

Proprietățile chimice ale elementelor sistemului periodic

De fapt, elementele chimice sunt interconectate prin caracteristicile inerente lor atât în ​​starea unui atom liber, cât și a unui ion, solvatat sau hidratat, într-o substanță simplă și în forma pe care o pot forma numeroșii lor compuși. Cu toate acestea, proprietățile x-a constau de obicei în două fenomene: proprietăți caracteristice unui atom în stare liberă și o substanță simplă. Acest tip de proprietăți include multe dintre tipurile lor, dar cele mai importante sunt:

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

Periodicitatea elementelor de tip intern și secundar

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

Rezultate

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

Ca rezultat al dezvoltării cu succes a materialului din acest capitol, studentul ar trebui:

stiu

• formularea modernă a legii periodice;
• legătura dintre structura sistemului periodic și secvența energetică a subnivelurilor din atomii multielectroni;
• definițiile conceptelor „perioadă”, „grup”, „5-elemente”, „p-elemente”, "d- elemente”, „/-elemente”, „energie de ionizare”, „afinitate electronică”, „electronegativitate”, „raza van der Waals”, „clarke”;
• legea de bază a geochimiei;

a fi capabil să

Descrieți structura sistemului periodic în conformitate cu regulile lui Klechkovsky;

proprii

Idei despre natura periodică a modificării proprietăților atomilor și proprietățile chimice ale elementelor, despre caracteristicile versiunii pe perioadă lungă a sistemului periodic; despre relația dintre abundența elementelor chimice cu poziția lor în sistemul periodic, despre macro și microelemente din litosferă și materia vie.

Formularea modernă a legii periodice

legea periodica - cea mai generală lege a chimiei - a fost descoperită de Dmitri Ivanovici Mendeleev în 1869. În acel moment, structura atomului nu era încă cunoscută. D. I. Mendeleev și-a făcut descoperirea pe baza schimbării regulate a proprietăților elementelor cu creșterea maselor atomice.

După descoperirea structurii atomilor, a devenit clar că proprietățile lor sunt determinate de structura învelișurilor de electroni, care depinde de numărul total electroni într-un atom. Numărul de electroni dintr-un atom este egal cu sarcina nucleului său. Prin urmare, formularea modernă a legii periodice este următoarea.

Proprietățile elementelor chimice și substanțele simple și complexe pe care le formează sunt într-o dependență periodică de sarcina nucleului atomilor lor.

Semnificația legii periodice constă în faptul că este principalul instrument de sistematizare și clasificare a informațiilor chimice, un mijloc foarte important de interpretare a informațiilor chimice, un instrument puternic pentru prezicerea proprietăților compușilor chimici și un mijloc de căutare direcționată a compuși cu proprietăți prestabilite.

Legea periodică nu are o expresie matematică sub formă de ecuații, ea se reflectă într-un tabel numit sistem periodic de elemente chimice. Există multe variante ale tabelului tabelului periodic. Cele mai utilizate sunt versiunile cu termen lung și scurt, plasate pe prima și a doua inserție coloră a cărții. Unitatea structurală principală a sistemului periodic este perioada.

Perioada cu numărul p numită succesiune de elemente chimice dispuse în ordinea crescătoare a sarcinii nucleului unui atom, care începe cu ^-elemente și se termină cu ^-elemente.

In aceasta definitie P - număr de perioadă egal cu principalul număr cuantic pentru nivelul energetic superior din atomii tuturor elementelor acestei perioade. în atomi s-elemente Se completează 5-subniveluri, în atomi elemente p - respectiv p-subnivelurile. Excepția de la definiția de mai sus este prima perioadă, în care nu există elemente p, deoarece la primul nivel de energie (n = 1) există doar 15 niveluri. Tabelul periodic mai conține d-elemente, ale căror ^-subniveluri sunt completate și /-elemente, ale căror /-subniveluri sunt completate.

Datele despre structura nucleului și despre distribuția electronilor în atomi fac posibilă luarea în considerare a legii periodice și a sistemului periodic de elemente din poziții fizice fundamentale. Pe baza ideilor moderne, legea periodică este formulată după cum urmează:

Proprietățile substanțelor simple, precum și formele și proprietățile compușilor elementelor, sunt într-o dependență periodică de sarcina nucleului atomic (număr de serie).

Tabelul periodic al D.I. Mendeleev

În prezent, sunt cunoscute peste 500 de variante ale reprezentării sistemului periodic: acestea sunt diverse forme de transmitere a legii periodice.

Prima versiune a sistemului de elemente, propusă de D.I. Mendeleev la 1 martie 1869, a fost așa-numita versiune de formă lungă. În această variantă, perioadele erau aranjate într-o singură linie.

În sistemul periodic, există 7 perioade orizontale, dintre care primele trei sunt numite mici, iar restul sunt mari. În prima perioadă sunt 2 elemente, în a doua și a treia - câte 8, în a patra și a cincea - câte 18, în a șasea - 32, în a șaptea (incompletă) - 21 de elemente. Fiecare perioadă, cu excepția primei, începe cu un metal alcalin și se termină cu un gaz nobil (a 7-a perioadă este neterminată).

Toate elementele sistemului periodic sunt numerotate în ordinea în care se succed. Numerele elementelor se numesc numere ordinale sau atomice.

Sistemul are 10 rânduri. Fiecare perioadă mică este formată dintr-un rând, fiecare perioadă mare este formată din două rânduri: par (sus) și impar (inferioară). În rândurile egale de perioade mari (a patra, a șasea, a opta și a zecea) există doar metale, iar proprietățile elementelor din rândul de la stânga la dreapta se modifică ușor. În rândurile impare de perioade mari (a cincea, a șaptea și a noua), proprietățile elementelor din rândul de la stânga la dreapta se schimbă, ca în elementele tipice.

Principala caracteristică prin care elementele perioadelor mari sunt împărțite în două rânduri este starea lor de oxidare. Valorile lor identice se repetă de două ori într-o perioadă cu o creștere a maselor atomice ale elementelor. De exemplu, în a patra perioadă, stările de oxidare ale elementelor de la K la Mn se schimbă de la +1 la +7, urmate de triada Fe, Co, Ni (acestea sunt elemente dintr-o serie pare), după care aceeași creștere a se observă stările de oxidare ale elementelor de la Cu la Br ( sunt elemente de un rând impar). Același lucru îl vedem și în celelalte perioade mari, cu excepția celei de-a șaptea, care constă dintr-o serie (pari). Formele combinațiilor de elemente se repetă și ele de două ori în perioade mari.

În a șasea perioadă, după lantan, există 14 elemente cu numerele de serie 58-71, numite lantanide (cuvântul „lantanide” înseamnă asemănător lantanului, iar „actinide” - „ca actiniu”). Uneori sunt numite lantanide și actinide. , care înseamnă după lantanide, după actiniu).Lantanidele sunt plasate separat în partea de jos a tabelului, iar în celulă un asterisc indică succesiunea locației lor în sistem: La-Lu.Proprietățile chimice ale lantanidelor sunt foarte asemănătoare.De exemplu, toate sunt metale reactive, reacţionează cu apa pentru a forma hidroxid şi hidrogen De aici rezultă că lantanidele au o puternică analogie orizontală.

În a șaptea perioadă, 14 elemente cu numere de serie 90-103 alcătuiesc familia actinidelor. Ele sunt, de asemenea, plasate separat - sub lantanide, iar în celula corespunzătoare două asteriscuri indică succesiunea locației lor în sistem: Ac-Lr. Cu toate acestea, spre deosebire de lantanide, analogia orizontală pentru actinide este slab exprimată. Ei prezintă mai multe stări de oxidare diferite în compușii lor. De exemplu, starea de oxidare a actiniului este +3, iar uraniul este +3, +4, +5 și +6. Studiul proprietăților chimice ale actinidelor este extrem de dificil din cauza instabilității nucleelor ​​acestora.

În tabelul periodic, opt grupuri sunt aranjate vertical (indicate cu cifre romane). Numărul grupului este legat de gradul de oxidare a elementelor pe care le prezintă în compuși. De regulă, cea mai mare stare de oxidare pozitivă a elementelor este egală cu numărul grupului. Excepțiile sunt fluorul - starea sa de oxidare este -1; cuprul, argintul, aurul prezintă stări de oxidare +1, +2 și +3; dintre elementele grupei VIII, starea de oxidare +8 este cunoscută numai pentru osmiu, ruteniu și xenon.

Grupa VIII conține gazele nobile. Anterior, se credea că nu sunt capabili să formeze compuși chimici.

Fiecare grupă este împărțită în două subgrupe - principal și secundar, care în sistemul periodic este subliniat prin deplasarea unora la dreapta și a altora la stânga. Subgrupul principal este format din elemente tipice (elemente ale perioadei a doua și a treia) și elemente de perioade mari similare acestora în proprietăți chimice. Un subgrup secundar este format numai din metale - elemente de perioade mari. Grupa VIII este diferită de celelalte. Pe lângă subgrupul principal de heliu, acesta conține trei subgrupe laterale: un subgrup de fier, un subgrup de cobalt și un subgrup de nichel.

Proprietățile chimice ale elementelor subgrupurilor principale și secundare diferă semnificativ. De exemplu, în grupa VII subgrupa principală este formată din nemetale F, CI, Br, I, At, secundar - metale Mn, Tc, Re. Astfel, subgrupurile unesc elementele cele mai asemănătoare între ele.

Toate elementele, cu excepția heliului, neonului și argonului, formează compuși de oxigen; Există doar 8 forme de compuși ai oxigenului. În sistemul periodic, ele sunt adesea reprezentate prin formule generale situate sub fiecare grupă în ordinea crescătoare a stării de oxidare a elementelor: R 2 O, RO, R 2 O 3, RO 2, R 2 O 5, RO 3, R 2 O 7, RO 4, unde R este un element al acestui grup. Formulele de oxizi superiori se aplică tuturor elementelor grupei (principale și secundare), cu excepția cazurilor în care elementele nu prezintă o stare de oxidare egală cu numărul grupului.

Elementele principalelor subgrupe, începând de la grupa IV, formează compuși cu hidrogen gazos, existând 4 forme de astfel de compuși, sunt reprezentați și prin formule generale în secvența RN 4, RN 3, RN 2, RN. Formulele compușilor cu hidrogen sunt situate sub elementele subgrupurilor principale și se aplică numai acestora.

Proprietățile elementelor din subgrupe se schimbă în mod natural: de sus în jos, proprietățile metalice cresc, iar cele nemetalice slăbesc. Evident, proprietățile metalice sunt cele mai pronunțate în franciu, apoi în cesiu; nemetalice - în fluor, apoi - în oxigen.

De asemenea, este posibilă urmărirea vizuală a periodicității proprietăților elementelor pe baza luării în considerare a configurațiilor electronice ale atomilor.

Se repetă periodic numărul de electroni situați la nivelul exterior în atomii elementelor, dispuși în ordinea creșterii numărului de serie. Modificarea periodică a proprietăților elementelor cu creșterea numărului de serie se explică prin modificarea periodică a structurii atomilor lor, și anume a numărului de electroni în nivelurile lor de energie externă. În funcție de numărul de niveluri de energie din învelișul de electroni a atomului, elementele sunt împărțite în șapte perioade. Prima perioadă este formată din atomi în care învelișul de electroni este format dintr-un nivel de energie, în a doua perioadă - din doi, în a treia - din trei, în al patrulea - din patru etc. Fiecare nouă perioadă începe când un nou nivel de energie începe să umple nivelul.

În sistemul periodic, fiecare perioadă începe cu elemente ai căror atomi au un electron la nivelul exterior - atomi de metale alcaline - și se termină cu elemente ai căror atomi la nivelul exterior au 2 (în prima perioadă) sau 8 electroni (în toate cele ulterioare). ) - atomi de gaz nobili .

Mai mult, vedem că învelișurile de electroni exterioare sunt similare pentru atomii elementelor (Li, Na, K, Rb, Cs); (Be, Mg, Ca, Sr); (F, CI, Br, I); (He, Ne, Ag, Kr, Xe), etc. De aceea fiecare dintre grupurile de elemente de mai sus se află într-un anumit subgrup principal al tabelului periodic: Li, Na, K, Rb, Cs în grupul I, F, Cl, Br, I - în VII etc.

Tocmai din cauza asemănării structurii învelișurilor de electroni ale atomilor, proprietățile lor fizice și chimice sunt similare.

Număr principalele subgrupuri este determinată de numărul maxim de elemente la nivel de energie și este egal cu 8. Numărul de elemente de tranziție (elemente subgrupuri laterale) este determinată de numărul maxim de electroni din subnivelul d și este egal cu 10 în fiecare dintre perioadele mari.

Întrucât în ​​sistemul periodic al elementelor chimice D.I. Mendeleev, una dintre subgrupurile laterale conține simultan trei elemente de tranziție care sunt apropiate ca proprietăți chimice (așa-numitele triade Fe-Co-Ni, Ru-Rh-Pd, Os-Ir-Pt), apoi numărul de subgrupuri laterale. , precum și cele principale, este de opt.

Prin analogie cu elementele de tranziție, numărul de lantanide și actinide plasate în partea de jos a sistemului periodic sub formă de rânduri independente este egal cu numărul maxim de electroni la subnivelul f, adică 14.

Perioada începe cu un element în atomul căruia există un electron s la nivelul exterior: în prima perioadă este hidrogen, în rest - metale alcaline. Perioada se încheie cu un gaz nobil: prima - cu heliu (1s 2), perioadele rămase - cu elemente ai căror atomi la nivelul exterior au o configurație electronică ns 2 np 6 .

Prima perioadă conține două elemente: hidrogen (Z = 1) și heliu (Z = 2). A doua perioadă începe cu elementul litiu (Z= 3) și se termină cu neon (Z= 10). Sunt opt ​​elemente în a doua perioadă. A treia perioadă începe cu sodiu (Z = 11), a cărui configurație electronică este 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1. De la acesta a început umplerea celui de-al treilea nivel de energie. Se termină la gazul inert argon (Z= 18), ale căror subniveluri 3s și 3p sunt complet completate. Formula electronică a argonului: 1s 2 2s 2 2p 6 Zs 2 3p 6. Sodiul este un analog al litiului, argonul este un analog al neonului. În a treia perioadă, ca și în a doua, sunt opt ​​elemente.

A patra perioadă începe cu potasiul (Z = 19), a cărui structură electronică este exprimată prin formula 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p64s 1. Al 19-lea electron al său a ocupat subnivelul 4s, a cărui energie este mai mică decât energia subnivelului 3d. Electronul exterior 4s conferă elementului proprietăți similare cu cele ale sodiului. În calciu (Z = 20), subnivelul 4s este umplut cu doi electroni: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2. De la elementul scandiu (Z = 21), începe umplerea subnivelului 3d, deoarece acesta este energetic mai favorabil decât 4p -subnivel. Cinci orbitali ai subnivelului 3d pot fi ocupați de zece electroni, care apare în atomi de la scandiu la zinc (Z = 30). Prin urmare, structura electronică a lui Sc corespunde formulei 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2, iar zincul - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2. În atomii elementelor următoare până la criptonul de gaz inert (Z = 36) se umple subnivelul 4p. Există 18 elemente în a patra perioadă.

A cincea perioadă conține elemente de la rubidiu (Z = 37) până la xenonul gaz inert (Z = 54). Umplerea nivelurilor lor de energie este aceeași ca și pentru elementele din perioada a patra: după Rb și Sr, zece elemente din ytriu (Z= 39) la cadmiu (Z = 48), se umple subnivelul 4d, după care electronii ocupă subnivelul 5p. În a cincea perioadă, ca și în a patra, există 18 elemente.

În atomii elementelor din a șasea perioadă de cesiu (Z= 55) și bariu (Z = 56), subnivelul 6s este umplut. În lantan (Z = 57), un electron intră în subnivelul 5d, după care umplerea acestui subnivel se oprește, iar subnivelul 4f începe să se umple, dintre care șapte orbitali pot fi ocupați de 14 electroni. Acest lucru se întâmplă pentru atomii elementelor lantanide cu Z = 58 - 71. Deoarece subnivelul 4f profund al celui de-al treilea nivel din exterior este umplut cu aceste elemente, ele au proprietăți chimice foarte asemănătoare. Cu hafniu (Z = 72), umplerea subnivelului d se reia și se termină cu mercur (Z = 80), după care electronii umplu subnivelul 6p. Umplerea nivelului se finalizează la gazul nobil radon (Z = 86). Există 32 de elemente în a șasea perioadă.

A șaptea perioadă este incompletă. Umplerea nivelurilor electronice cu electroni este similară cu cea de-a șasea perioadă. După umplerea subnivelului 7s în Franța (Z = 87) și a radiului (Z = 88), un electron de actiniu intră în subnivelul 6d, după care subnivelul 5f începe să fie umplut cu 14 electroni. Acest lucru se întâmplă pentru atomii elementelor actinide cu Z = 90 - 103. După al 103-lea element, subnivelul b d este umplut: în kurchatovium (Z = 104), = 105), elementele Z = 106 și Z = 107. Actinidele, ca și lantanidele, au multe proprietăți chimice similare.

Deși subnivelul 3d este completat după subnivelul 4s, acesta este plasat mai devreme în formulă, deoarece toate subnivelurile acestui nivel sunt scrise secvenţial.

În funcție de subnivelul care este umplut ultima dată cu electroni, toate elementele sunt împărțite în patru tipuri (familii).

1. s - Elemente: subnivelul s al nivelului exterior este umplut cu electroni. Acestea includ primele două elemente ale fiecărei perioade.

2. p - Elemente: subnivelul p al nivelului exterior este umplut cu electroni. Acestea sunt ultimele 6 elemente ale fiecărei perioade (cu excepția primei și a șaptea).

3. d - Elemente: subnivelul d al celui de-al doilea nivel din exterior este umplut cu electroni, iar unul sau doi electroni rămân la nivelul exterior (pentru Pd - zero). Acestea includ elemente de decenii intercalare de perioade mari situate între elementele s și p (se mai numesc și elemente de tranziție).

4. f - Elemente: subnivelul f al celui de-al treilea nivel din exterior este umplut cu electroni, iar doi electroni raman la nivelul exterior. Acestea sunt lantanidele și actinidele.

În sistemul periodic există 14 elemente s, 30 elemente p, 35 elemente d, 28 elemente f. Elementele de același tip au o serie de proprietăți chimice comune.

Sistemul periodic al lui D. I. Mendeleev este o clasificare naturală a elementelor chimice în funcție de structura electronică a atomilor lor. Structura electronică a unui atom și, prin urmare, proprietățile unui element, este judecată de poziția elementului în perioada și subgrupa corespunzătoare a sistemului periodic. Modelele de umplere a nivelurilor electronice explică numărul diferit de elemente în perioade.

Astfel, periodicitatea strictă a aranjamentului elementelor în sistemul periodic al elementelor chimice al lui D. I. Mendeleev este pe deplin explicată prin natura consecventă a umplerii nivelurilor de energie.

Constatari:

Teoria structurii atomilor explică schimbarea periodică a proprietăților elementelor. O creștere a sarcinilor pozitive ale nucleelor ​​atomice de la 1 la 107 determină o repetare periodică a structurii nivelului energetic extern. Și deoarece proprietățile elementelor depind în principal de numărul de electroni din nivelul exterior, ele se repetă și periodic. Acesta este sensul fizic al legii periodice.

În perioade scurte, cu o creștere a sarcinii pozitive a nucleelor ​​atomilor, numărul de electroni la nivel extern crește (de la 1 la 2 - în prima perioadă și de la 1 la 8 - în a doua și a treia perioadă) , ceea ce explică modificarea proprietăților elementelor: la începutul perioadei (cu excepția primei perioade) există un metal alcalin, apoi proprietățile metalice slăbesc treptat și proprietățile nemetalice cresc.

În perioade mari, pe măsură ce sarcina nucleară crește, umplerea nivelurilor cu electroni este mai dificilă, ceea ce explică și modificarea mai complexă a proprietăților elementelor în comparație cu elementele de perioade mici. Deci, în rânduri egale de perioade lungi, cu sarcina crescândă, numărul de electroni din nivelul exterior rămâne constant și este egal cu 2 sau 1. Prin urmare, în timp ce electronii umplu nivelul urmând nivelul exterior (al doilea din exterior), proprietățile elementelor din aceste rânduri se modifică extrem de lent. Numai în rândurile impare, când numărul de electroni din nivelul exterior crește odată cu creșterea sarcinii nucleare (de la 1 la 8), proprietățile elementelor încep să se schimbe în același mod ca și pentru cele tipice.

În lumina doctrinei structurii atomilor, împărțirea lui D.I. Mendeleev a tuturor elementelor pentru șapte perioade. Numărul perioadei corespunde numărului de niveluri de energie ale atomilor umpluți cu electroni. Prin urmare, elementele s sunt prezente în toate perioadele, elementele p în a doua și următoarele, elementele d în a patra și următoarele și elementele f în perioadele a șasea și a șaptea.

Împărțirea grupurilor în subgrupe, bazată pe diferența de umplere a nivelurilor de energie cu electroni, este, de asemenea, ușor de explicat. Pentru elementele subgrupurilor principale, fie s-subnivelurile (acestea sunt s-elemente) fie p-subnivelurile (acestea sunt p-elemente) ale nivelurilor exterioare sunt umplute. Pentru elementele subgrupurilor laterale, (subnivelul d al celui de-al doilea nivel exterior (acestea sunt elemente d) este umplut. Pentru lantanide și actinide, subnivelurile 4f și, respectiv, 5f (acestea sunt elemente f). Astfel, în fiecare subgrup, sunt combinate elemente ai căror atomi au structură similară nivelului electronic exterior. În același timp, atomii elementelor subgrupurilor principale conțin la nivelurile exterioare un număr de electroni egal cu numărul grupului. .Subgrupurile secundare includ elemente ai căror atomi au la nivelul exterior doi sau un electron.

Diferențele de structură provoacă, de asemenea, diferențe în proprietățile elementelor diferitelor subgrupuri ale aceluiași grup. Deci, la nivelul exterior al atomilor elementelor subgrupului de halogen, există șapte electroni ai subgrupului de mangan - câte doi electroni. Primele sunt metale tipice, iar cele din urmă sunt metale.

Dar elementele acestor subgrupe au și proprietăți comune: intrarea în reacții chimice, toți (cu excepția fluorului F) pot dona 7 electroni pentru a forma legături chimice. În acest caz, atomii subgrupului de mangan donează 2 electroni din exterior și 5 electroni de la nivelul următor. Astfel, în elementele subgrupurilor secundare, electronii de valență nu sunt doar nivelurile exterioare, ci și penultimul (al doilea din exterior), care este principala diferență în proprietățile elementelor subgrupurilor principale și secundare.

De asemenea, rezultă că numărul grupului, de regulă, indică numărul de electroni care pot participa la formarea legăturilor chimice. Acesta este sensul fizic al numărului de grup.

Deci, structura atomilor determină două modele:

1) modificarea proprietăților elementelor pe orizontală - în perioada de la stânga la dreapta, proprietățile metalice sunt slăbite și proprietățile nemetalice sunt îmbunătățite;

2) o modificare a proprietăților elementelor de-a lungul verticală - într-un subgrup cu o creștere a numărului de serie, proprietățile metalice cresc, iar cele nemetalice slăbesc.

În acest caz, elementul (și celula sistemului) este situat la intersecția orizontalei și verticalei, ceea ce determină proprietățile sale. Acest lucru ajută la găsirea și descrierea proprietăților elementelor ai căror izotopi sunt obținuți artificial.

1. Demonstrați că Legea periodică a lui D. I. Mendeleev, ca orice altă lege a naturii, îndeplinește funcții explicative, generalizări și predictive. Dați exemple care ilustrează aceste funcții ale altor legi cunoscute de dvs. de la cursurile de chimie, fizică și biologie.

Legea periodică a lui Mendeleev este una dintre legile fundamentale ale chimiei. Se poate argumenta că toată chimia modernă este construită pe ea. El explică dependența proprietăților atomilor de structura lor, generalizează această dependență pentru toate elementele, împărțindu-le în diferite grupuri și, de asemenea, prezice proprietățile lor în funcție de structură și structura în funcție de proprietăți.

Există și alte legi care au funcții explicative, generalizatoare și predictive. De exemplu, legea conservării energiei, legea refracției luminii, legea genetică a lui Mendel.

2. Numiți elementul chimic în atomul căruia electronii sunt aranjați în niveluri după o serie de numere: 2, 5. Ce substanță simplă formează acest element? Care este formula compusului său de hidrogen și care este numele acestuia? Ce formulă are cel mai mare oxid al acestui element, care este caracterul său? Scrieți ecuațiile de reacție care caracterizează proprietățile acestui oxid.

3. Beriliul era clasificat ca element din grupa III, iar masa sa atomică relativă era considerată 13,5. De ce a transferat-o D. I. Mendeleev în grupul II și a corectat masa atomică a beriliului de la 13,5 la 9?

Anterior, elementul beriliu a fost atribuit eronat grupului III. Motivul pentru aceasta a fost determinarea incorectă a masei atomice a beriliului (în loc de 9, a fost considerat egal cu 13,5). D. I. Mendeleev a sugerat că beriliul este în grupul II, pe baza proprietăți chimice element. Proprietățile beriliului erau foarte asemănătoare cu cele ale Mg și Ca și complet diferite de cele ale Al. Știind că masele atomice ale lui Li și B, elemente învecinate cu Be, sunt 7 și, respectiv, 11, D. I. Mendeleev a sugerat că masa atomică a beriliului este 9.

4. Scrieți ecuațiile reacțiilor dintre o substanță simplă formată dintr-un element chimic în atomul căruia electronii sunt repartizați pe niveluri energetice după o serie de numere: 2, 8, 8, 2, și substanțele simple formate din elementele Nr. 7 și nr. 8 în sistemul periodic. Care este tipul de legătură chimică în produșii de reacție? Care este structura cristalină a substanțelor simple inițiale și produsele interacțiunii lor?

5. Aranjați următoarele elemente în ordinea întăririi proprietăților metalice: As, Sb, N, P, Bi. Justificați seria rezultată pe baza structurii atomilor acestor elemente.

N, P, As, Sb, Bi - întărirea proprietăților metalice. Proprietățile metalice ale grupelor sunt îmbunătățite.

6. Aranjați următoarele elemente în ordinea întăririi proprietăților nemetalice: Si, Al, P, S, Cl, Mg, Na. Justificați seria rezultată pe baza structurii atomilor acestor elemente.

Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl - întărirea proprietăților nemetalice. Proprietățile nemetalice în perioade sunt îmbunătățite.

7. Aranjați în ordinea slăbirii proprietăților acide ale oxizilor, ale căror formule sunt: ​​SiO2, P2O5, Al2O3, Na2O, MgO, Cl2O7. Justificați seria rezultată. Notați formulele hidroxizilor corespunzători acestor oxizi. Cum se schimbă caracterul lor acid în serialul propus de tine?

8. Scrieți formulele pentru oxizii de bor, beriliu și litiu și aranjați-le în ordinea crescătoare a principalelor proprietăți. Notați formulele hidroxizilor corespunzători acestor oxizi. Care este natura lor chimică?

9. Ce sunt izotopii? Cum a contribuit descoperirea izotopilor la formarea legii periodice?

Sistemul periodic de elemente reflectă relația dintre elementele chimice. Numărul atomic al unui element este egal cu sarcina nucleului, numeric acesta este egal cu numărul protoni. Numărul de neutroni conținute în nucleele unui element, în contrast cu numărul de protoni, poate fi diferit. Atomi ai aceluiaşi element ale căror nuclee conţin număr diferit neutronii se numesc izotopi.

Fiecare element chimic are mai mulți izotopi (naturali sau artificiali). Masa atomică a unui element chimic este egală cu valoarea medie a maselor tuturor izotopilor săi naturali, ținând cont de abundența acestora.

Odată cu descoperirea izotopilor, încărcăturile nucleelor, mai degrabă decât masele lor atomice, au început să fie folosite pentru a distribui elementele în sistemul periodic.

10. De ce se schimbă monoton sarcinile nucleelor ​​atomice ale elementelor din sistemul periodic al lui D. I. Mendeleev, adică sarcina nucleului fiecărui element următor crește cu unu în comparație cu sarcina nucleului atomic al elementului anterior și proprietăţile elementelor şi substanţele pe care le formează se modifică periodic?

Acest lucru se datorează faptului că proprietățile elementelor și compușilor lor nu depind de numărul total de electroni, ci doar de electronii de valență care se află pe ultimul strat. Numărul de electroni de valență se modifică periodic, prin urmare, proprietățile elementelor se modifică periodic.

11. Dați trei formulări ale Legii periodice, în care masa atomică relativă, sarcina nucleului atomic și structura nivelurilor de energie externe din învelișul de electroni a atomului sunt luate ca bază pentru sistematizarea elementelor chimice.

1. Proprietățile elementelor chimice și substanțele formate de acestea sunt într-o dependență periodică de masele atomice relative ale elementelor.
2. Proprietățile elementelor chimice și substanțele formate de acestea sunt într-o dependență periodică de sarcina nucleelor ​​atomice ale elementelor.
3. Proprietățile elementelor chimice și substanțele formate de acestea sunt într-o dependență periodică de structura nivelurilor de energie externă din învelișul electronic al unui atom.