Успехи современного естествознания. Периодический закон и периодическая система Д.И.Менделеева (лекция) Формулировка периодического закона данная д и менделеевым

2.3. Периодический закон Д.И.Менделеева.

Закон открыт и сформулирован Д.И.Менделеевым: «Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от атомных весов элементов». Закон создан на основе глубокого анализа свойств элементов и их соединений. Выдающиеся достижения физики, главным образом разработка теории строения атома, дали возможность раскрыть физическую сущность периодического закона: периодичность в изменении свойств химических элементов обусловлена периодическим изменением характера заполнения электронами внешнего электронного слоя по мере возрастания числа электронов, определяемого зарядом ядра. Заряд равен порядковому номера элемента в периодической системе. Современная формулировка периодического закона: «Свойства элементов и образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов». Созданная Д.И.Менделеевым в 1869-1871 гг. периодическая система является естественной классификацией элементов, математическим отражением периодического закона.

Менделеев не только первый точно сформулировал этот закон и представил содержание его в виде таблицы, которая стала классической, но и всесторонне обосновал его, показал его огромное научное значение, как руководящего классификационного принципа и как могучего орудия для научного исследования.

Физический смысл периодического закона. Был вскрыт лишь после выяснения того, что заряд ядра атома возрастает при переходе от одного химического элемента к соседнему (в периодической системе) на единицу элементарного заряда. Численно заряд ядра равен порядковому номеру (атомному номеру Z) соответствующего элемента в периодической системе, то есть числу протонов в ядре, в свою очередь равному числу электронов соответствующего нейтрального атома. Химические свойства атомов определяются структурой их внешних электронных оболочек, периодически изменяющейся с увеличением заряда ядра, и, следовательно, в основе периодического закона лежит представление об изменении заряда ядра атомов, а не атомной массы элементов. Наглядная иллюстрация периодического закона - кривые периодические изменения некоторых физических величин (ионизационных потенциалов, атомных радиусов, атомных объёмов) в зависимости от Z. Какого-либо общего математического выражения периодического закона не существует. Периодический закон имеет огромное естественнонаучное и философское значение. Он позволил рассматривать все элементы в их взаимной связи и прогнозировать свойства неизвестных элементов. Благодаря периодическому закону многие научные поиски (например, в области изучения строения вещества - в химии, физике, геохимии, космохимии, астрофизике) получили целенаправленный характер. Периодический закон - яркое проявление действия общих законов диалектики, в частности закона перехода количества в качество.

Физический этап развития периодического закона можно в свою очередь разделить на несколько стадий:

1. Установление делимости атома на основании открытия электрона и радиоактивности (1896-1897);

2. Разработка моделей строения атома (1911-1913);

3. Открытие и разработка системы изотопов (1913);

4. Открытие закона Мозли (1913), позволяющего экспериментально определять заряд ядра и номер элемента в периодической системе;

5. Разработка теории периодической системы на основании представлений о строении электронных оболочек атомов (1921-1925);

6. Создание квантовой теории периодической системы (1926-1932).

2.4. Предсказание существования неизвестных элементов.

Самое же важное в открытии Периодического закона - предсказание существования еще не открытых химических элементов. Под алюминием Al Менделеев оставил место для его аналога "экаалюминия", под бором B - для "экабора", а под кремнием Si - для "экасилиция". Так назвал Менделеев еще не открытые химические элементы. Он даже дал им символы El, Eb и Es.

По поводу элемента "экасилиция" Менделеев писал: "Мне кажется, наиболее интересным из, несомненно, недостающих металлов будет тот, который принадлежит к IV группе аналогов углерода, а именно, к III ряду. Это будет металл, следующий тотчас же за кремнием, и потому назовем его экасилицием". Действительно, этот еще не открытый элемент должен был стать своеобразным "замком", связывающим два типичных неметалла - углерод C и кремний Si - с двумя типичными металлами - оловом Sn и свинцом Pb.

Затем предсказал существование еще восьми элементов, в том числе "двителлура" - полония (открыт в 1898 г.), "экаиода" - астата (открыт в 1942-1943 гг.), "двимарганца" - технеция (открыт в 1937 г.), "экацезия" - Франция (открыт в 1939 г.)

В 1875 году французский химик Поль-Эмиль Лекок де Буабодран открыл в минерале вюртците - сульфиде цинка ZnS - предсказанный Менделеевым "экаалюминий" и назвал его в честь своей родины галлием Ga (латинское название Франции - "Галлия").

Менделеев точно предсказал свойства экаалюминия: его атомную массу, плотность металла, формулу оксида El 2 O 3 , хлорида ElCl 3 , сульфата El 2 (SO 4) 3 . После открытия галлия эти формулы стали записывать как Ga 2 O 3 , GaCl 3 и Ga 2 (SO 4) 3 . Менделеев предугадал, что это будет очень легкоплавкий металл, и действительно, температура плавления галлия оказалась равной 29,8 о С. По легкоплавкости галлий уступает только ртути Hg и цезию Cs.

Среднее содержание Галлий в земной коре относительно высокое, 1,5-10-30% по массе, что равно содержанию свинца и молибдена. Галлий - типичный рассеянный элемент. Единственный минерал Галлий - галдит CuGaS2, очень редок. На воздухе при обычной температуре Галлий стоек. Выше 260°С в сухом кислороде наблюдается медленное окисление (плёнка окиси защищает металл). В серной и соляной кислотах галлий растворяется медленно, в плавиковой - быстро, в азотной кислоте на холоду Галлий устойчив. В горячих растворах щелочей Галлий медленно растворяется. Хлор и бром реагируют с Галлий на холоду, иод - при нагревании. Расплавленный Галлий при температурах выше 300° С взаимодействует со всеми конструкционными металлами и сплавами Отличительная особенность Галлий - большой интервал жидкого состояния (2200° С) и низкое давление пара при температурах до 1100-1200°С.. Геохимия Галлий тесно связана с геохимией алюминия, что обусловлено сходством их физико-химических свойств. Основная часть Галлий в литосфере заключена в минералах алюминия. Содержание Галлий в бокситах и нефелинах колеблется от 0,002 до 0,01%. Повышенные концентрации Галлий наблюдаются также в сфалеритах (0,01-0,02%), в каменных углях (вместе с германием), а также в некоторых железных рудах. Широкого промышленного применения Галлий пока не имеет. Потенциально возможные масштабы попутного получения Галлий в производстве алюминия до сих пор значительно превосходят спрос на металл.

Наиболее перспективно применение Галлий в виде химических соединений типа GaAs, GaP, GaSb, обладающих полупроводниковыми свойствами. Они могут применяться в высокотемпературных выпрямителях и транзисторах, солнечных батареях и др. приборах, где может быть использован фотоэффект в запирающем слое, а также в приёмниках инфракрасного излучения. Галлий можно использовать для изготовления оптических зеркал, отличающихся высокой отражательной способностью. Сплав алюминия с Галлий предложен вместо ртути в качестве катода ламп ультрафиолетового излучения, применяемых в медицине. Жидкий Галлий и его сплавы предложено использовать для изготовления высокотемпературных термометров (600-1300° С) и манометров. Представляет интерес применение Галлий и его сплавов в качестве жидкого теплоносителя в энергетических ядерных реакторах (этому мешает активное взаимодействие Галлий при рабочих температурах с конструкционными материалами; эвтектический сплав Ga-Zn-Sn оказывает меньшее коррозионное действие, чем чистый Галлий).

В 1879 году шведский химик Ларс Нильсон открыл скандий, предсказанный Менделеевым как экабор Eb. Нильсон писал: "Не остается никакого сомнения, что в скандии открыт экабор... Так подтверждаются нагляднейшим образом соображения русского химика, которые не только дали возможность предсказать существование скандия и галлия, но и предвидеть заранее их важнейшие свойства". Скандий получил название в честь родины Нильсона Скандинавии, а открыл он его в сложном минерале гадолините, имеющем состав Be 2 (Y, Sc) 2 FeO 2 (SiO 4) 2 . Среднее содержание Скандий в земной коре (кларк) 2,2- 10-3% по массе. В горных породах содержание Скандий различно: в ультраосновных 5-10-4, в основных 2,4-10-3, в средних 2,5-10-4, в гранитах и сиенитах 3.10-4; в осадочных породах (1-1,3).10-4. Скандий концентрируется в земной коре в результате магматических, гидротермальных и гипергенных (поверхностных) процессов. Известно два собственных минерала Скандий - тортвейтит и стерреттит; они встречаются чрезвычайно редко. Скандий - мягкий металл, в чистом состоянии легко поддаётся обработке - ковке, прокатке, штамповке. Масштабы применения Скандий весьма ограничены. Окись Скандий идёт на изготовление ферритов для элементов памяти быстродействующих вычислительных машин. Радиоактивный 46Sc используется в нейтронно-активационном анализе и в медицине. Сплавы Скандий, обладающие небольшой плотностью и высокой температурой плавления, перспективны как конструкционные материалы в ракетои самолётостроении, а ряд соединений Скандий может найти применение при изготовлении люминофоров, оксидных катодов, в стекольном и керамических производствах, в химической промышленности (в качестве катализаторов) и в других областях. В 1886 году профессор Горной академии во Фрайбурге немецкий химик Клеменс Винклер при анализе редкого минерала аргиродита состава Ag 8 GeS 6 обнаружил еще один элемент, предсказанный Менделеевым. Винклер назвал открытый им элемент германием Ge в честь своей родины, но это почему-то вызвало резкие возражения со стороны некоторых химиков. Они стали обвинять Винклера в национализме, в присвоении открытия, которое сделал Менделеев, уже давший элементу имя "экасилиций" и символ Es. Обескураженный Винклер обратился за советом к самому Дмитрию Ивановичу. Тот объяснил, что именно первооткрыватель нового элемента должен дать ему название. Общее содержание Германий в земной коре 7.10-4% по массе, т. е. больше, чем, например, сурьмы, серебра, висмута. Однако собственные минералы Германий встречаются исключительно редко. Почти все они представляют собой сульфосоли: германит Cu2 (Cu, Fe, Ge, Zn)2 (S, As)4, аргиродит Ag8GeS6, конфильдит Ag8(Sn, Ce) S6 и др. Основная масса Германий рассеяна в земной коре в большом числе горных пород и минералов: в сульфидных рудах цветных металлов, в железных рудах, в некоторых окисных минералах (хромите, магнетите, рутиле и др.), в гранитах, диабазах и базальтах. Кроме того, Германий присутствует почти во всех силикатах, в некоторых месторождениях каменного угля и нефти. Германий - один из наиболее ценных материалов в современной полупроводниковой технике. Он используется для изготовления диодов, триодов, кристаллических детекторов и силовых выпрямителей. Монокристаллический Германий применяется также в дозиметрических приборах и приборах, измеряющих напряжённость постоянных и переменных магнитных полей. Важной областью применения Германий является инфракрасная техника, в частности производство детекторов инфракрасного излучения, работающих в области 8-14 мк. Перспективны для практического использования многие сплавы, в состав которых входят Германий, стекла на основе GeO2 и др. соединения Германий.

Предугадать существование группы благородных газов Менделеев не мог, и им поначалу не нашлось места в Периодической системе.

Открытие аргона Ar английскими учеными У. Рамзаем и Дж. Релеем в 1894 году сразу же вызвало бурные дискуссии и сомнения в Периодическом законе и Периодической системе элементов. Менделеев вначале посчитал аргон аллотропной модификацией азота и только в 1900 году под давлением непреложных фактов согласился с присутствием в Периодической системе "нулевой" группы химических элементов, которую заняли другие благородные газы, открытые вслед за аргоном. Теперь эта группа известна под номером VIIIА.

В 1905 году Менделеев написал: "По-видимому, периодическому закону будущее не грозит разрушением, а только надстройки и развитие обещает, хотя как русского меня хотели затереть, особенно немцы".

Открытие Периодического закона ускорило развитие химии и открытие новых химических элементов.

Лицейском экзамене, на котором старик Державин благословил юного Пушкина. Роль метра довелось сыграть академику Ю.Ф.Фрицше известному специалисту в органической химии. Кандидатская диссертация Д.И.Менделеев окончил Главный Педагогический институт в 1855 г. Кандидатская диссертация "Изоморфизм в связи с другими отношениями кристаллической формы к составу" стала его первой крупной научной...

Преимущественно по вопросу о капиллярности и поверхностном натяжении жидкостей, а часы досуга проводил в кругу молодых русских ученых: С.П. Боткина, И.М. Сеченова, И.А. Вышнеградского, А.П. Бородина и др. В 1861 г. Менделеев возвращается в Санкт-Петербург, где возобновляет чтение лекций по органической химии в университете и издает замечательный по тому времени учебник: "Органическая химия", в...

Периодический Закон Менделеева . Открыт Д. И. Менделеевым в процессе работы над учебником "Основы химии" (1868-1871). Первоначально была разработана (1 марта 1869) таблица "Опыт системы элементов, основанной на их атомном весе и химическом сходстве" (см. Периодическая система химических элементов). Классич. менделеевская формулировка периодич. закона гласила: "Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел находятся в периодич. зависимости от их атомного веса". Физ. обоснование периодический закон получил благодаря разработке ядерной модели атома (см. Атом )и эксперим. доказательству числ. равенства порядкового номера элемента в периодич. системе заряду ядра (Z) его атома (1913). В результате появилась совр. формулировка периодического закона: свойства элементов, а также образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодич. зависимости от заряда ядра Z. В рамках квантовой теории атома было показано, что по мере возрастания Z периодически повторяется строение внеш. электронных оболочек атомов, что непосредственно и обусловливает специфику хим. свойств элементов.

Особенность периодического закона заключается в том, что он не имеет количеств. мат. выражения в виде какого-либо уравнения. Наглядное отражение периодического закона -периодич. система хим. элементов. Периодичность изменения их свойств отчетливо иллюстрируется также кривыми изменения некоторых физ. величин, например потенциалов ионизации. атомных радиусов и объемов.

Периодический закон универсален для Вселенной, сохраняя силу везде, где существуют атомные структуры материи. Однако конкретные его проявления определяются условиями, в которых реализуются разл. свойства хим. элементов. Напр., на Земле специфичность этих свойств обусловлена обилием кислорода и его соед., в т.ч. оксидов, что, в частности, во многом способствовало выявлению самого свойства периодичности.

Структура периодическаяой системы. Современная периодическая система включает 109 хим элементов (имеются сведения о синтезе в 1988 элемента с Z=110). Из них в прир. объектах обнаружены 89; все элементы, следующие за U, или трансурановые элементы (Z = 93 109), а также Tc (Z = 43), Pm (Z = 61) и At (Z = 85) были искусственно синтезированы с помощью разл. ядерных реакций. Элементы с Z= 106 109 пока не получили названий, поэтому соответствующие им символы в таблицах отсутствуют; для элемента с Z = 109 еще неизвестны массовые числа наиб. долгоживущих изотопов.

За всю историю периодической системы было опубликовано более 500 разл вариантов ее изображения. Это обусловливалось попытками отыскать рациональное решение нек-рых спорных проблем структуры периодической системы (размещение H, благородных газов, ланта-ноидов и трансурановых элементов и т.п.). Наиб. распространение получили след. табличные формы выражения периодической системы: 1) короткая предложена Менделеевым (в совр. виде помещена в начале тома на цветном форзаце); 2) длинная разрабатывалась Менделеевым, усовершенствована в 1905 А. Вернером (рис.2); 3) лестничная опубликована в 1921 H. Бором (рис. 3). В последние десятилетия особенно широко используются короткая и длинная формы, как наглядные и практически удобные. Все перечисл. формы имеют определенные достоинства и недостатки. Однако едва ли можно предложить к.-л. универс. вариант изображения периодической системы, к-рый адекватно отразил бы все многообразие св-в хим. элементов и специфику изменения их хим. поведения по мере возрастания Z.

Фундам. принцип построения периодической системы заключается в выделении в ней периодов (горизонтальные ряды) и групп (вертикальные столбцы) элементов. Современная периодическая система состоит из 7 периодов (седьмой, пока не завершенный, должен заканчиваться гипотетич. элементом с Z= 118) и 8 групп Периодом наз. совокупность элементов, начинающаяся щелочным металлом (или водородом первый период) и заканчивающаяся благородным газом. Числа элементов в периодах закономерно возрастают и, начиная со второго, попарно повторяются: 8, 8, 18, 18, 32, 32, ... (особый случай первый период, содержащий всего два элемента). Группа элементов не имеет четкой дефиниции; формально ее номер соответствует макс. значению степени окисления составляющих ее элементов, но это условие в ряде случаев не выполняется. Каждая группа подразделяется на главную (а)и побочную (б)подгруппы; в каждой из них содержатся элементы, сходные по хим. св-вам, атомы к-рых характеризуются одинаковым строением внеш. электронных оболочек. В большинстве групп элементы подгрупп а и б обнаруживают определенное хим. сходство, преим. в высших степенях окисления.

Особое место в структуре периодической системы занимает группа VIII. На протяжении длит. времени к ней относили только элементы "триад": Fe-Co-Ni и платиновые металлы (Ru Rh Pd и Os-Ir-Pt), а все благородные газы располагали в самостоят. нулевой группе; следовательно, периодическая система содержала 9 групп. После того как в 60-х гг. были получены соед. Xe, Kr и Rn, благородные газы стали размещать в подгруппе VIIIa, а нулевую группу упразднили. Элементы же триад составили подгруппу VIII6. Такое "структурное оформление" группы VIII фигурирует ныне практически во всех публикуемых вариантах выражения периодической системы.

Отличит. черта первого периода состоит в том, что он содержит всего 2 элемента: H и Не. Водород вследствие специфичности св-в - единств. элемент, не имеющий четко определенного места в периодической системе. Символ H помещают либо в подгруппу Ia, либо в подгруппу VIIa, либо в обе одновременно, заключая в одной из подгрупп символ в скобки, или, наконец, изображая его разл. шрифтами. Эти способы расположения H основаны на том, что он имеет нек-рые формальные черты сходства как со щелочными металлами, так и с галогенами.

Рис. 2. Длинная форма периодич. системы хим. элементов (совр. вариант). Рис. 3. Лестничная форма периодич. системы хим. элементов (H. Бор, 1921).

Второй период (Li-Ne), содержащий 8 элементов, начинается щелочным металлом Li (единств, степень окисления + 1); за ним следует металл Be (степень окисления + 2). Металлич. характер В (степень окисления +3) выражен слабо, а следующий за ним С - типичный неметалл (степень окисления +4). Последующие N, О, F и Ne-неметаллы, причем только у N высшая степень окисления + 5 отвечает номеру группы; О и F относятся к числу самых активных неметаллов.

Третий период (Na-Ar) также включает 8 элементов, характер изменения хим. св-в к-рых во многом аналогичен наблюдающемуся во втором периоде. Однако Mg и Al более "металлич-ны", чем соотв. Be и В. Остальные элементы-Si, P, S, Cl и Ar-неметаллы; все они проявляют степени окисления, равные номеру группы, кроме Ar. T. обр., во втором и третьем периодах по мере увеличения Z наблюдается ослабление металлического и усиление неметаллич. характера элементов.

Все элементы первых трех периодов относятся к подгруппам а. По совр. терминологии, элементы, принадлежащие к подгруппам Ia и IIa, наз. I-элементами (в цветной таблице их символы даны красным цветом), к подгруппам IIIa-VIIIa-р-элементами (символы оранжевого цвета).

Четвертый период (K-Kr) содержит 18 элементов. После щелочного металла К и щел.-зем. Ca (s-элементы) следует ряд из 10 т. наз. переходных (Sc-Zn), или d-элементов (символы синего цвета), к-рые входят в подгруппы б. Большинство переходных элементов (все они - металлы) проявляют высшие степени окисления, равные номеру группы, исключая триаду Fe-Co-Ni, где Fe в определенных условиях имеет степень окисления +6, а Со и Ni максимально трехвалентны. Элементы от Ga до Kr относятся к подгруппам a (р-элементы), и характер изменения их св-в во многом подобен изменению св-в элементов второго и третьего периодов в соответствующих интервалах значений Z. Для Kr получено неск. относительно устойчивых соед., в осн. с F.

Пятый период (Rb-Xe) построен аналогично четвертому; в нем также имеется вставка из 10 переходных, или d-элементов (Y-Cd). Особенности изменения св-в элементов в периоде: 1) в триаде Ru-Rh-Pd рутений проявляет макс, степень окисления 4- 8; 2) все элементы подгрупп а, включая Xe, проявляют высшие степени окисления, равные номеру группы; 3) у I отмечаются слабые металлич. св-ва. T. обр., св-ва элементов четвертого и пятого периодов по мере увеличения Z изменяются сложнее, чем св-ва элементов во втором и третьем периодах, что, в первую очередь, обусловлено наличием переходных d-элементов.

Шестой период (Cs-Rn) содержит 32 элемента. В него помимо десяти d-элементов (La, Hf-Hg) входит семейство из 14 f-элементов (символы черного цвета, от Ce до Lu)-лaнтaнoидoв. Они очень похожи по хим. св-вам (преим. в степени окисления +3) и поэтому не м. б. размещены по разл. группам системы. В короткой форме периодической системы все ланта-ноиды включены в подгруппу IIIa (клетка La), а их совокупность расшифрована под таблицей. Этот прием не лишен недостатков, поскольку 14 элементов как бы оказываются вне системы. В длинной и лестничной формах периодической системы специ-фика лантаноидов отражается на общем фоне ее структуры. Др. особенности элементов периода: 1) в триаде Os Ir Pt только Os проявляет макс. степень окисления +8; 2) At имеет более выраженный по сравнению с I металлич. характер; 3) Rn наиб. реакционноспособен из благородных газов, однако сильная радиоактивность затрудняет изучение его хим. св-в.

Седьмой период подобно шестому должен содержать 32 элемента, но еще не завершен. Fr и Ra элементы соотв. подгрупп Ia и IIa, Ac аналог элементов подгруппы III6. Согласно актинидной концепции Г. Сиборга (1944), после Ac следует семейство из 14 f-элементов актиноидов (Z = 90 103). В короткой форме периодической системы последние включаются в клетку Ac и подобно лантаноидам записываются отд. строкой под таблицей. Этот прием предполагал наличие определенного хим. сходства элементов двух f-семейств. Однако детальное изучение химии актиноидов показало, что они проявляют гораздо более широкий диапазон степеней окисления, в т. ч. и таких, как +7 (Np, Pu, Am). Кроме того, для тяжелых актиноидов характерна стабилизация низших степеней окисления (+ 2 или даже +1 для Md).

Оценка хим. природы Ku (Z = 104) и Ns (Z = 105), синтезированных в кол-ве единичных весьма короткоживущих атомов, позволила сделать вывод, что эти элементы аналоги соотв. Hf и Та, т. е. d-элементы, и должны располагаться в подгруппах IV6 и V6. Хим. идентификация элементов с Z= 106 109 не проводилась, но можно предполагать, что они относятся к переходным элементам седьмого периода. Расчеты с помощью ЭВМ свидетельствуют о принадлежности элементов с Z = 113 118 к p-элементам (подгруппы IIIa VIIIa).

Периодический закон Дмитрия Ивановича Менделеева - один из фундаментальных законов природы, который увязывает зависимость свойств химических элементов и простых веществ с их атомными массами. В настоящее время закон уточнен, и зависимость свойств объясняется зарядом ядра атома.

Закон был открыт русским ученым в 1869-м году. Менделеев представил его научному сообществу в докладе съезду Русского химического общества (доклад был сделан другим ученым, так как Менделеев был вынужден срочно выехать по заданию Вольного экономического общества Петербурга). В этом же году вышел учебник «Основы химии», написанный Дмитрием Ивановичем для студентов. В нем ученый описал свойства популярных соединений, а также постарался дать логическую систематизацию химических элементов. Также в нем впервые была представлена таблица с периодически расположенными элементами, как графическая интерпретация периодического закона. Всее последующие годы Менделеев совершенствовал свою таблицу, например, добавил столбец инертных газов, которые были открыты спустя 25 лет.

Научное сообщество далеко не сразу приняло идеи великого русского химика, даже в России. Но после того, как были открыты три новых элемента (галлий в 1875-м, скандий в 1879-м и германий в 1886-м годах), предсказанные и описанные Менделеевым в своем знаменитом докладе, периодический закон был признан.

• Является всеобщим законом природы.
• В таблицу, графически представляющую закон, включаются не только все известные элементы, но и те, которые открывают до сих пор.
• Все новые открытия не повлияли на актуальность закона и таблицы. Таблица совершенствуется и изменяется, но ее суть осталась неизменной.
• Позволил уточнить атомные веса и другие характеристики некоторых элементов, предсказать существование новых элементов.
• Химики получили надежную подсказку, как и где искать новые элементы. Кроме этого, закон позволяет с высокой долей вероятности заранее определять свойства еще неоткрытых элементов.
• Сыграл огромную роль в развитии неорганической химии в 19-м веке.

История открытия

Есть красивая легенда о том, что свою таблицу Менделеев увидел во сне, а утром проснулся и записал ее. На самом деле, это просто миф. Сам ученый много раз говорил, что созданию и совершенствованию периодической таблицы элементов он посвятил 20 лет своей жизни.

Все началось с того, что Дмитрий Иванович решил написать для студентов учебник по неорганической химии, в котором собирался систематизировать все известные на этот момент знания. И естественно, он опирался на достижения и открытия своих предшественников. Впервые внимание на взаимосвязь атомных весов и свойств элементов обратил немецкий химик Дёберейнер, который попытался разбить известные ему элементы на триады с похожими свойствами и весами, подчиняющимися определенному правилу. В каждой тройке средний элемент имел вес, близкий к среднему арифметическому двух крайних элементов. Ученый смог таким образом образовать пять групп, например, Li–Na–K; Cl–Br–I. Но это были далеко не все известные элементы. К тому же, тройка элементов явно не исчерпывала список элементов с похожими свойствами. Попытки найти общую закономерность позже предпринимали немцы Гмелин и фон Петтенкофер, французы Ж. Дюма и де Шанкуртуа, англичане Ньюлендс и Одлинг. Дальше всех продвинулся немецкий ученый Мейер, который в 1864-м году составил таблицу, очень похожую на таблицу Менделеева, но она содержала лишь 28 элементов, в то время как было известно уже 63.

В отличие от своих предшественников Менделееву удалось составить таблицу, в которую вошли все известные элементы, расположенные по определенной системе. При этом, некоторые клетки он оставил незаполненными, примерно вычислив атомные веса некоторых элементов и описав их свойства. Кроме этого, русскому ученому хватило смелости и дальновидности заявить, что открытый им закон является всеобщим законом природы и назвал его «периодическим законом». Сказав «а», он пошел дальше и исправил атомные веса элементов, которые не вписывались в таблицу. При более тщательной проверке, оказалось, что его исправления верны, а открытие описанных им гипотетических элементов стало окончательным подтверждением истинности нового закона: практика доказала справедливость теории.

Периодический закон Д.И. Менделеева и периодическая система химических элементов имеет большое значение в развитии химии. Окунемся в 1871 год, когда профессор химии Д.И. Менделеев, методом многочисленных проб и ошибок, пришел к выводу, что «… свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса». Периодичность изменения свойств элементов возникает вследствие периодического повторения электронной конфигурации внешнего электронного слоя с увеличением заряда ядра.

Современная формулировка периодического закона такова:

«свойства химических элементов (т.е. свойства и форма образуемых ими соединений) находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов химических элементов».

Преподавая химию, Менделеев понимал, что запоминание индивидуальных свойств каждого элемента, вызывает у студентов трудности. Он стал искать пути создания системного метода, чтобы облегчить запоминание свойств элементов. В результате появилась естественная таблица , позже она стала называться периодической .

Наша современная таблица очень похожа на менделеевскую. Рассмотрим ее подробнее.

Таблица Менделеева

Периодическая таблица Менделеева состоит из 8 групп и 7 периодов.

Вертикальные столбцы таблицы называют группами . Элементы, внутри каждой группы, обладают сходными химическими и физическими свойствами. Это объясняется тем, что элементы одной группы имеют сходные электронные конфигурации внешнего слоя, число электронов на котором равно номеру группы. При этом группа разделяется на главные и побочные подгруппы .

В Главные подгруппы входят элементы, у которых валентные электроны располагаются на внешних ns- и np- подуровнях. В Побочные подгруппы входят элементы, у которых валентные электроны располагаются на внешнем ns- подуровне и внутреннем (n — 1) d- подуровне (или (n — 2) f- подуровне).

Все элементы в периодической таблице , в зависимости от того, на каком подуровне (s-, p-, d- или f-) находятся валентные электроны классифицируются на: s- элементы (элементы главной подгруппы I и II групп), p- элементы (элементы главных подгрупп III — VII групп), d- элементы (элементы побочных подгрупп), f- элементы (лантаноиды, актиноиды).

Высшая валентность элемента (за исключением O, F, элементов подгруппы меди и восьмой группы) равна номеру группы, в которой он находится.

Для элементов главных и побочных подгрупп одинаковыми являются формулы высших оксидов (и их гидратов). В главных подгруппах состав водородных соединений являются одинаковыми, для элементов, находящихся в этой группе. Твердые гидриды образуют элементы главных подгрупп I — III групп, а IV — VII групп образуют а газообразные водородные соединения. Водородные соединения типа ЭН 4 – нейтральнее соединения, ЭН 3 – основания, Н 2 Э и НЭ — кислоты.

Горизонтальные ряды таблицы называют периодами . Элементы в периодах отличаются между собой, но общее у них то, что последние электроны находятся на одном энергетическом уровне (главное квантовое число n — одинаково).

Первый период отличается от других тем, что там находятся всего 2 элемента: водород H и гелий He.

Во втором периоде находятся 8 элементов (Li - Ne). Литий Li – щелочной металл начинает период, а замыкает его благородный газ неон Ne.

В третьем периоде, также как и во втором находятся 8 элементов (Na - Ar). Начинает период щелочной металл натрий Na, а замыкает его благородный газ аргон Ar.

В четвёртом периоде находятся 18 элементов (K - Kr) – Менделеев его обозначил как первый большой период. Начинается он также с щелочного металла Калий, а заканчивается инертным газом криптон Kr. В состав больших периодов входят переходные элементы (Sc - Zn) — d- элементы.

В пятом периоде, аналогично четвертому находятся 18 элементов (Rb - Xe) и структура его сходна с четвёртым. Начинается он также с щелочного металла рубидий Rb, а заканчивается инертным газом ксенон Xe. В состав больших периодов входят переходные элементы (Y - Cd) — d- элементы.

Шестой период состоит из 32 элементов (Cs - Rn). Кроме 10 d -элементов (La, Hf - Hg) в нем находится ряд из 14 f -элементов(лантаноиды)- Ce — Lu

Седьмой период не закончен. Он начинается с Франций Fr, можно предположить, что он будет содержать, также как и шестой период, 32 элемента, которые уже найдены (до элемента с Z = 118).

Интерактивная таблица Менделеева

Если посмотреть на периодическую таблицу Менделеева и провести воображаемую черту, начинающуюся у бора и заканчивающуюся между полонием и астатом, то все металлы будут находиться слева от черты, а неметаллы – справа. Элементы, непосредственно прилегающие к этой линии будут обладать свойствами как металлов, так и неметаллов. Их называют металлоидами или полуметаллами. Это бор, кремний, германий, мышьяк, сурьма, теллур и полоний.

Периодический закон

Менделеев дал следующую формулировку Периодического закона: «свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса».
Существует четыре основных периодических закономерности:

Правило октета утверждает, что все элементы стремятся приобрести или потерять электрон, чтобы иметь восьмиэлектронную конфигурацию ближайшего благородного газа. Т.к. внешние s- и p-орбитали благородных газов полностью заполнены, то они являются самыми стабильными элементами.
Энергия ионизации – это количество энергии, необходимое для отрыва электрона от атома. Согласно правилу октета, при движении по периодической таблице слева направо для отрыва электрона требуется больше энергии. Поэтому элементы с левой стороны таблицы стремятся потерять электрон, а с правой стороны – его приобрести. Самая высокая энергия ионизации у инертных газов. Энергия ионизации уменьшается при движении вниз по группе, т.к. у электронов низких энергетических уровней есть способность отталкивать электроны с более высоких энергетических уровней. Это явление названо эффектом экранирования . Благодаря этому эффекту внешние электроны мене прочно связаны с ядром. Двигаясь по периоду энергия ионизации плавно увеличивается слева направо.

Сродство к электрону – изменение энергии при приобретении дополнительного электрона атомом вещества в газообразном состоянии. При движении по группе вниз сродство к электрону становится менее отрицательным вследствие эффекта экранирования.

Электроотрицательность — мера того, насколько сильно стремится притягивать к себе электроны связанного с ним другого атома. Электроотрицательность увеличивается при движении в периодической таблице слева направо и снизу вверх. При этом надо помнить, что благородные газы не имеют электроотрицательности. Таким образом, самый электроотрицательный элемент – фтор.

На основании этих понятий, рассмотрим как меняются свойства атомов и их соединений в таблице Менделеева.

Итак, в периодической зависимости находятся такие свойства атома, которые связанны с его электронной конфигурацией: атомный радиус, энергия ионизации, электроотрицательность.

Рассмотрим изменение свойств атомов и их соединений в зависимости от положения в периодической системе химических элементов .

Неметалличность атома увеличивается при движении в периодической таблице слева направо и снизу вверх . В связи с этим основные свойства оксидов уменьшаются, а кислотные свойства увеличиваются в том же порядке — при движении слева направо и снизу вверх. При этом кислотные свойства оксидов тем сильнее, чем больше степень окисления образующего его элемента

По периоду слева направо основные свойства гидроксидов ослабевают,по главным подгруппам сверху вниз сила оснований увеличивается. При этом, если металл может образовать несколько гидроксидов, то с увеличением степени окисления металла, основные свойства гидроксидов ослабевают.

По периоду слева направо увеличивается сила кислородосодержащих кислот. При движении сверху вниз в пределах одной группы сила кислородосодержащих кислот уменьшается. При этом сила кислоты увеличивается с увеличением степени окисления образующего кислоту элемента.

По периоду слева направо увеличивается сила бескислородных кислот. При движении сверху вниз в пределах одной группы сила бескислородных кислот увеличивается.

Д.И. Менделеев сформулировал Периодический закон в 1869 году, в основе которого была одна из главнейших характеристик атома – атомная масса. Последующее развитие Периодического закона, а именно, получение большого экспериментальных данных, несколько изменило первоначальную формулировку закона, однако эти изменения не противоречат главному смыслу, заложенному Д.И. Менделеевым. Эти изменения только придали закону и Периодической системе научную обоснованность и подтверждение правильности.

Современная формулировка Периодического закона Д.И. Менделеева такова: свойства химических элементов, а также свойства и формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов.

Структура Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева

К настоящему мнению известно большое количество интерпретаций Периодической системы, но наиболее популярная – с короткими (малыми) и длинными (большими) периодами. Горизонтальные ряды называют периодами (в них расположены элементы с последовательным заполнением одинакового энергетического уровня), а вертикальные столбцы – группами (в них расположены элементы, имеющие одинаковое количество валентных электронов – химические аналоги). Так же все элементы можно разделить на блоки по по типу внешней (валентной) орбитали: s-, p-, d-, f-элементы.

Всего в системе (таблице) 7 периодов, причем номер периода (обозначается арабской цифрой) равен числу электронных слоев в атоме элемента, номеру внешнего (валентного) энергетического уровня, значению главного квантового числа для высшего энергетического уровня. Каждый период (кроме первого) начинается s-элементом — активным щелочным металлом и заканчивается инертным газом, перед которым стоит p-элемент — активный неметалл (галоген). Если продвигаться по периоду слева направо, то с ростом заряда ядер атомов химических элементов малых периодов будет возрастать число электронов на внешнем энергетическом уровне, вследствие чего свойства элементов изменяются – от типично металлических (т.к. в начале периода стоит активный щелочной металл), через амфотерные (элемент проявляет свойства и металлов и неметаллов) до неметаллических (активный неметалл – галоген в конце периода), т.е. металлические свойства постепенно ослабевают и усиливаются неметаллические.

В больших периодах с ростом заряда ядер заполнение электронов происходит сложнее, что объясняет более сложное изменение свойств элементов по сравнению с элементами малых периодов. Так, в четных рядах больших периодов с ростом заряда ядра число электронов на внешнем энергетическом уровне остается постоянным и равным 2 или 1. Поэтому, пока идет заполнение электронами следующего за внешним (второго снаружи) уровня, свойства элементов в четных рядах изменяются медленно. При переходе к нечетным рядам, с ростом величины заряда ядра увеличивается число электронов на внешнем энергетическом уровне (от 1 до 8), свойства элементов изменяются также, как в малых периодах.

Вертикальные столбцы в Периодической системе – группы элементов со сходным электронным строением и являющимися химическими аналогами. Группы обозначают римскими цифрами от I до VIII. Выделяют главные (А) и побочные (B) подгруппы, первые из которых содержат s- и p-элементы, вторые – d – элементы.

Номер А подгруппы показывает число электронов на внешнем энергетическом уровне (число валентных электронов). Для элементов В-подгрупп нет прямой связи между номером группы и числом электронов на внешнем энергетическом уровне. В А-подгруппах металлические свойства элементов усиливаются, а неметаллические – уменьшаются с возрастанием заряда ядра атома элемента.

Между положением элементов в Периодической системе и строением их атомов существует взаимосвязь:

— атомы всех элементов одного периода имеют равное число энергетических уровней, частично или полностью заполненных электронами;

— атомы всех элементов А подгрупп имею равное число электронов на внешнем энергетическом уровне.

Периодические свойства элементов

Близость физико-химических и химических свойств атомов обусловлена сходством их электронных конфигураций, причем, главную роль играет распределение электронов по внешней атомной орбитали. Это проявляется в периодическом появлении, по мере увеличения заряда ядра атома, элементов с близкими свойствами. Такие свойства называют периодическими, среди которых наиболее важными являются:

1. Количество электронов на внешней электронной оболочке (заселенность – w ). В малых периодах с ростом заряда ядра w внешней электронной оболочки монотонно увеличивается от 1 до 2 (1 период), от 1 до 8 (2-й и 3-й периоды). В больших периодах на протяжении первых 12 элементов w не превышает 2, а затем до 8.

2. Атомный и ионный радиусы (r), определяемые как средние радиусы атома или иона, находимые из экспериментальных данных по межатомным расстояниям в разных соединениях. По периоду атомный радиус уменьшается (постепенно прибавляющиеся электроны описываются орбиталями с почти равными характеристиками, по группе атомный радиус возрастает, поскольку увеличивается число электронных слоев (рис.1.).

Рис. 1. Периодическое изменение атомного радиуса

Такие же закономерности наблюдаются и для ионного радиуса. Следует заметить, что ионный радиус катиона (положительно заряженный ион) больше атомного радиуса, а тот в свою очередь, больше ионного радиуса аниона (отрицательно заряженный ион).

3. Энергия ионизации (Е и) – количество энергии, необходимое для отрыва электрона от атома, т.е. энергия, необходимая для превращения нейтрального атома в положительно заряженный ион (катион).

Э 0 — → Э + + Е и

Е и измеряется в электронвольтах (эВ) на атом. В пределах группы Периодической системы значения энергии ионизации атомов уменьшаются с возрастанием зарядов ядер атомов элементов. От атомов химических элементов можно последовательно отрывать все электроны, сообщив дискретные значения Е и. При этом Е и 1 < Е и 2 < Е и 3 <….Энергии ионизации отражают дискретность структуры электронных слоев и оболочек атомов химических элементов.

4. Сродство к электрону (Е е) – количество энергии, выделяющееся при присоединении дополнительного электрона к атому, т.е. энергия процесса

Э 0 + → Э —

Е е также выражается в эВ и, как и Е и зависит от радиуса атома, поэтому характер изменения Е е по периодам и группам Периодической системы близок характеру изменения атомного радиуса. Наибольшим сродством к электрону обладают p-элементы VII группы.

5. Восстановительная активность (ВА) – способность атома отдавать электрон другому атому. Количественная мера – Е и. Если Е и увеличивается, то ВА уменьшается и наоборот.

6. Окислительная активность (ОА) – способность атома присоединять электрон от другого атома. Количественная мера Е е. Если Е е увеличивается, то ОА также увеличивается и наоборот.

7. Эффект экранирования – уменьшение воздействия на данный электрон положительного заряда ядра из-за наличия между ним и ядром других электронов. Экранирование растет с увеличением числа электронных слоев в атоме и уменьшает притяжение внешних электронов к ядру. Экранированию противоположен эффект проникновения , обусловленный тем, что электрон может находиться в любой точке атомного пространства. Эффект проникновения увеличивает прочность связи электрона с ядром.

8. Степень окисления (окислительное число) – воображаемый заряд атома элемента в соединении, который определяется из предположения ионного строения вещества. Номер группы Периодической системы указывает высшую положительную степень окисления, которую могут иметь элементы данной группы в своих соединениях. Исключение – металлы подгруппы меди, кислород, фтор, бром, металлы семейства железа и другие элементы VIII группы. С ростом заряда ядра в периоде максимальная положительная степень окисления растет.

9. Электроотрицательность, составы высших водородных и кислородных соединений, термодинамические, электролитические свойства и т.д.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1