Периодическая система по химии. Структура периодической системы менделеева. Периоды и группы
Девятнадцатый век в истории человечества - век, в который многие науки реформировались, в том числе и химия. Именно в это время появилась периодическая система Менделеева, а вместе с ней - и периодический закон. Именно он стал основой современной химии. Периодическая система Д. И. Менделеева представляет собой систематизацию элементов, которая устанавливает зависимость химических и физических свойств от строения и заряда атома вещества.
История
Начало периодической положила книга «Соотношение свойств с атомным весом элементов», написанная в третьей четверти XVII века. В ней были отображены основные понятия относительно известных химических элементов (на тот момент их насчитывалось всего 63). К тому же у многих из них атомные массы были определены неправильно. Это сильно мешало открытию Д. И. Менделеева.
Дмитрий Иванович начал свою работу со сравнения свойств элементов. В первую очередь он занялся хлором и калием, а уж потом перешёл к работе со щелочными металлами. Вооружась специальными карточками, на которых были изображены химические элементы, он многократно пытался собрать эту «мозаику»: раскладывал на своем столе в поисках нужных комбинаций и совпадений.
После долгих стараний Дмитрий Иванович все же нашёл ту закономерность, которую искал, и выстроил элементы в периодические ряды. Получив в результате пустые ячейки между элементами, учёный понял, что русским исследователям известны не все химические элементы, и что именно он должен дать этому миру те знания в области химии, которые ещё не были даны его предшественниками.
Всем известен миф о том, что Менделееву периодическая таблица явилась во сне, и он по памяти собрал элементы в единую систему. Это, грубо говоря, ложь. Дело в том, что Дмитрий Иванович довольно долго и сосредоточенно работал над своим трудом, и его это сильно выматывало. Во время работы над системой элементов Менделеев однажды заснул. Проснувшись, он понял, что не закончил таблицу, и скорее продолжил заполнение пустых ячеек. Его знакомый, некий Иностранцев, университетский педагог, решил, что таблица Менделееву приснилась во сне и распространил данный слух среди своих студентов. Так и появилась данная гипотеза.
Известность
Химических элементов Менделеева является отображением созданного Дмитрием Ивановичем ещё в третьей четверти XIX века (1869 год) периодического закона. Именно в 1869 году на заседании русского химического сообщества было зачитано уведомление Менделеева о создании им определённой структуры. И в этом же году была выпущена книга «Основы химии», в которой впервые была опубликована периодическая система химических элементов Менделеева. А в книге «Естественная система элементов и использование её к указанию качеств неоткрытых элементов» Д. И. Менделеев впервые упомянул понятие «периодический закон».
Структура и правила размещения элементов
Первые шаги в создании периодического закона были сделаны Дмитрием Ивановичем еще в 1869-1871 годах, в то время он усиленно работал над установлением зависимости свойств данных элементов от массы их атома. Современный вариант представляет собой сведённые в двумерную таблицу элементы.
Положение элемента в таблице несёт определённый химический и физический смысл. По местонахождению элемента в таблице можно узнать, какая у него валентность, определить и другие химические особенности. Дмитрий Иванович пытался установить связь между элементами, как сходными между собой по свойствам, так и отличающимися.
В основу классификации известных на тот момент химических элементов он положил валентность и атомную массу. Сопоставляя относительные свойства элементов, Менделеев пытался найти закономерность, которая объединила бы все известные химические элементы в одну систему. Расположив их, основываясь на возрастании атомных масс, он всё-таки добился периодичности в каждом из рядов.
Дальнейшее развитие системы
Появившаяся в 1969 году таблица Менделеева ещё не раз дорабатывалась. С появлением благородных газов в 1930 годах получилось выявить новейшую зависимость элементов - не от массы, а от порядкового номера. Позднее удалось установить число протонов в атомных ядрах, и оказалось, что оно совпадает с порядковым номером элемента. Учёными XX века было изучено электронное Оказалось, что и оно влияет на периодичность. Это сильно меняло представления о свойствах элементов. Данный пункт был отражён в более поздних редакциях периодической системы Менделеева. Каждое новое открытие свойств и особенностей элементов органично вписывалось в таблицу.
Характеристики периодической системы Менделеева
Таблица Менделеева поделена на периоды (7 строк, расположенных горизонтально), которые, в свою очередь, подразделяются на большие и малые. Начинается период со щелочного металла, а заканчивается элементом с неметаллическими свойствами.
Вертикально таблица Дмитрия Ивановича поделена на группы (8 столбцов). Каждая из них в периодической системе состоит из двух подгрупп, а именно - главной и побочной. После долгих споров по предложению Д. И. Менделеева и его коллеги У. Рамзая было решено ввести так называемую нулевую группу. В неё входят инертные газы (неон, гелий, аргон, радон, ксенон, криптон). В 1911 году учёным Ф. Содди было предложено поместить в периодической системе и неразличимые элементы, так называемые изотопы, - для них были выделены отдельные ячейки.
Несмотря на верность и точность периодической системы, научное общество долго не хотело признавать данное открытие. Многие великие учёные высмеивали деятельность Д. И. Менделеева и считали, что невозможно предсказать свойства элемента, который ещё не был открыт. Но после того как предполагаемые химические элементы были открыты (а это были, например, скандий, галлий и германий), система Менделеева и его периодический закон стали науки химии.
Таблица в современности
Периодическая система элементов Менделеева - основа большинства химических и физических открытий, связанных с атомно-молекулярным учением. Современное понятие элемента сложилось как раз благодаря великому учёному. Появление периодической системы Менделеева внесло кардинальные изменения в представления о различных соединениях и простых веществах. Создание ученым периодической системы оказало огромное влияние на развитие химии и всех наук, смежных с ней.
Состав атома.
Атом состоит из атомного ядра и электронной оболочки .
Ядро атома состоит из протонов (p + ) и нейтронов (n 0). У большинства атомов водорода ядро состоит из одного протона.
Число протонов N (p + ) равно заряду ядра (Z ) и порядковому номеру элемента в естественном ряду элементов (и в периодической системе элементов).
N (p +) = Z
Сумма числа нейтронов N (n 0), обозначаемого просто буквой N , и числа протонов Z называется массовым числом и обозначается буквой А .
A = Z + N
Электронная оболочка атома состоит из движущихся вокруг ядра электронов (е -).
Число электронов N (e -) в электронной оболочке нейтрального атома равно числу протонов Z в его ядре.
Масса протона примерно равна массе нейтрона и в 1840 раз больше массы электрона, поэтому масса атома практически равна массе ядра.
Форма атома - сферическая. Радиус ядра примерно в 100000 раз меньше радиуса атома.
Химический элемент - вид атомов (совокупность атомов) с одинаковым зарядом ядра (с одинаковым числом протонов в ядре).
Изотоп - совокупность атомов одного элемента с одинаковым числом нейтронов в ядре (или вид атомов с одинаковым числом протонов и одинаковым числом нейтронов в ядре).
Разные изотопы отличаются друг от друга числом нейтронов в ядрах их атомов.
Обозначение отдельного атома или изотопа: (Э - символ элемента), например: .
Строение электронной оболочки атома
Атомная орбиталь - состояние электрона в атоме. Условное обозначение орбитали - . Каждой орбитали соответствует электронное облако.
Орбитали реальных атомов в основном (невозбужденном) состоянии бывают четырех типов: s , p , d и f .
Электронное облако - часть пространства, в которой электрон можно обнаружить с вероятностью 90 (или более) процентов.
Примечание : иногда понятия "атомная орбиталь" и "электронное облако" не различают, называя и то, и другое "атомной орбиталью".
Электронная оболочка атома слоистая. Электронный слой образован электронными облаками одинакового размера. Орбитали одного слоя образуют электронный ("энергетический") уровень , их энергии одинаковы у атома водорода, но различаются у других атомов.
Однотипные орбитали одного уровня группируются в электронные (энергетические)
подуровни:
s
-подуровень (состоит из одной s
-орбитали), условное обозначение - .
p
-подуровень (состоит из трех p
d
-подуровень (состоит из пяти d
-орбиталей), условное обозначение - .
f
-подуровень (состоит из семи f
-орбиталей), условное обозначение - .
Энергии орбиталей одного подуровня одинаковы.
При обозначении подуровней к символу подуровня добавляется номер слоя (электронного уровня), например: 2s , 3p , 5d означает s -подуровень второго уровня, p -подуровень третьего уровня, d -подуровень пятого уровня.
Общее число подуровней на одном уровне равно номеру уровня n . Общее число орбиталей на одном уровне равно n 2 . Соответственно этому, общее число облаков в одном слое равно также n 2 .
Обозначения: - свободная орбиталь (без электронов), - орбиталь с неспаренным электроном, - орбиталь с электронной парой (с двумя электронами).
Порядок заполнения электронами орбиталей атома определяется тремя законами природы (формулировки даны упрощенно):
1. Принцип наименьшей энергии - электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии орбиталей.
2. Принцип Паули - на одной орбитали не может быть больше двух электронов.
3. Правило Хунда - в пределах подуровня электроны сначала заполняют свободные орбитали (по одному), и лишь после этого образуют электронные пары.
Общее число электронов на электронном уровне (или в электронном слое) равно 2n 2 .
Распределение подуровней по энергиям выражается рядом (в прядке увеличения энергии):
1s , 2s , 2p , 3s , 3p , 4s , 3d , 4p , 5s , 4d , 5p , 6s , 4f , 5d , 6p , 7s , 5f , 6d , 7p ...
Наглядно эта последовательность выражается энергетической диаграммой:
Распределение электронов атома по уровням, подуровням и орбиталям (электронная конфигурация атома) может быть изображена в виде электронной формулы, энергетической диаграммы или, упрощенно, в виде схемы электронных слоев ("электронная схема").
Примеры электронного строения атомов:
Валентные электроны - электроны атома, которые могут принимать участие в образовании химических связей. У любого атома это все внешние электроны плюс те предвнешние электроны, энергия которых больше, чем у внешних. Например: у атома Ca внешние электроны - 4s 2 , они же и валентные; у атома Fe внешние электроны - 4s 2 , но у него есть 3d 6 , следовательно у атома железа 8 валентных электронов. Валентная электронная формула атома кальция - 4s 2 , а атома железа - 4s 2 3d 6 .
Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева
(естественная система химических элементов)
Периодический закон химических элементов (современная формулировка): свойства химических элементов, а также простых и сложных веществ, ими образуемых, находятся в периодической зависимости от значения заряда из атомных ядер.
Периодическая система - графическое выражение периодического закона.
Естественный ряд химических элементов - ряд химических элементов, выстроенных по возрастанию числа протонов в ядрах их атомов, или, что то же самое, по возрастанию зарядов ядер этих атомов. Порядковый номер элемента в этом ряду равен числу протонов в ядре любого атома этого элемента.
Таблица химических элементов строится путем "разрезания" естественного ряда химических элементов на периоды (горизонтальные строки таблицы) и объединения в группы (вертикальные столбцы таблицы) элементов, со сходным электронным строением атомов.
В зависимости от способа объединения элементов в группы таблица может быть длиннопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом и типом валентных электронов) и короткопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом валентных электронов).
Группы короткопериодной таблицы делятся на подгруппы (главные и побочные ), совпадающие с группами длиннопериодной таблицы.
У всех атомов элементов одного периода одинаковое число электронных слоев, равное номеру периода.
Число элементов в периодах: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Большинство элементов восьмого периода получены искусственно, последние элементы этого периода еще не синтезированы. Все периоды, кроме первого начинаются с элемента, образующего щелочной металл (Li, Na, K и т. д.), а заканчиваются элементом, образующим благородный газ (He, Ne, Ar, Kr и т. д.).
В короткопериодной таблице - восемь групп, каждая из которых делится на две подгруппы (главную и побочную), в длиннопериодной таблице - шестнадцать групп, которые нумеруются римскими цифрами с буквами А или В, например: IA, IIIB, VIA, VIIB. Группа IA длиннопериодной таблицы соответствует главной подгруппе первой группы короткопериодной таблицы; группа VIIB - побочной подгруппе седьмой группы: остальные - аналогично.
Характеристики химических элементов закономерно изменяются в группах и периодах.
В периодах (с увеличением порядкового номера)
- увеличивается заряд ядра,
- увеличивается число внешних электронов,
- уменьшается радиус атомов,
- увеличивается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации),
- увеличивается электроотрицательность,
- усиливаются окислительные свойства простых веществ ("неметалличность"),
- ослабевают восстановительные свойства простых веществ ("металличность"),
- ослабевает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов,
- возрастает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов.
В группах (с увеличением порядкового номера)
- увеличивается заряд ядра,
- увеличивается радиус атомов (только в А-группах),
- уменьшается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации; только в А-группах),
- уменьшается электроотрицательность (только в А-группах),
- ослабевают окислительные свойства простых веществ ("неметалличность"; только в А-группах),
- усиливаются восстановительные свойства простых веществ ("металличность"; только в А-группах),
- возрастает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах),
- ослабевает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах),
- снижается устойчивость водородных соединений (повышается их восстановительная активность; только в А-группах).
Задачи и тесты по теме "Тема 9. "Строение атома. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева (ПСХЭ)"."
- Периодический закон - Периодический закон и строение атомов 8–9 класс
Вы должны знать: законы заполнения орбиталей электронами (принцип наименьшей энергии, принцип Паули, правило Хунда), структуру периодической системы элементов.Вы должны уметь: определять состав атома по положению элемента в периодической системе, и, наоборот, находить элемент в периодической системе, зная его состав; изображать схему строения, электронную конфигурацию атома, иона, и, наоборот, определять по схеме и электронной конфигурации положение химического элемента в ПСХЭ; давать характеристику элемента и образуемых им веществ по его положению в ПСХЭ; определять изменения радиуса атомов, свойств химических элементов и образуемых ими веществ в пределах одного периода и одной главной подгруппы периодической системы.
Пример 1. Определите количество орбиталей на третьем электронном уровне. Какие это орбитали?
Для определения количества орбиталей воспользуемся формулой N орбиталей = n 2 , где n - номер уровня. N орбиталей = 3 2 = 9. Одна 3s -, три 3p - и пять 3d -орбиталей.Пример 2. Определите, у атома какого элемента электронная формула 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
Для того, чтобы определить, кокой это элемент, надо выяснить его порядковый номер, который равен суммарному числу электронов атома. В данном случае: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Это алюминий.Убедившись, что все необходимое усвоено, переходите к выполнению заданий. Желаем успехов.
Рекомендованная литература:- О. С. Габриелян и др. Химия 11 кл. М., Дрофа, 2002;
- Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. Химия 11 кл. М., Просвещение, 2001.
ПЕРИОДИЧЕСКАЯ
СИСТЕМА
, упорядоченное множество хим. элементов,
их естеств. , являющаяся табличным выражением . Прообразом пе-риодич. системы хим. элементов
послужила таблица "Опыт системы элементов, основанной на их и химическом
сходстве", составленная Д. И. Менделеевым 1 марта 1869 (рис. 1). В послед. годы
ученый совершенствовал таблицу, развил представления о периодах и группах элементов
и о месте элемента в системе. В 1870 Менделеев назвал систему естественной,
а в 1871 периодической. В результате уже тогда периодическая система во многом приобрела совр.
структурные очертания. Опираясь на нее, Менделеев предсказал существование и
св-ва ок. 10 неизвестных элементов; эти прогнозы впоследствии подтвердились.
Рис. 1 Таблица "Опыт
системы элементов, основанной на их и химическом сходстве"
(Д. И. Менделеев. I мирта 1869).
Однако на протяжении последующих
более 40 лет периодическая система в значит. степени представляла собой лишь эмпирич. обобщение
фактов, поскольку отсутствовало физ. объяснение причин периодич. изменения CB-B
элементов в зависимости от возрастания их . Такое объяснение было
невозможно без обоснованных представлений о строении (см. ).
Поэтому важнейшей вехой в развитии периодической системы стала планетарная (ядерная) модель
, предложенная Э. Резерфордом (1911). В 1913 А. ван ден Брук пришел к выводу,
что элемента в периодической системе численно равен положит. заряду (Z) ядра
его . Этот вывод был экспериментально подтвержден Г. Мозли (закон Мозли,
1913-14). В результате периодич. закон получил строгую физ. формулировку, удалось
однозначно определить ниж. границу периодической системы (H как элемент с миним. Z=1), оценить
точное число элементов между H и U и установить, какие элементы
еще не открыты (Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87). Теория периодической системы была разработана в
нач. 1920-х гг. (см. ниже).
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 (Z = 93 109), а также Tc (Z = 43), Pm (Z = 61)
и At (Z = 85) были искусственно синтезированы с помощью разл. .
Элементы с Z= 106 109 пока не получили названий, поэтому соответствующие
им символы в таблицах отсутствуют; для элемента с Z = 109 еще неизвестны наиб. долгоживущих .
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, ланта-ноидов и 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. (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 (или первый
период) и заканчивающаяся . 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 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, к-рых характеризуются
одинаковым строением внеш. электронных оболочек. В большинстве групп элементы
подгрупп а и б обнаруживают определенное хим. сходство, преим.
в высших .
Особое место в структуре
периодической системы занимает группа VIII. На протяжении длит. времени к ней относили только
элементы "триад": Fe-Co-Ni и (Ru Rh Pd и Os-Ir-Pt),
а все 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, 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. вследствие
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 , так и
с .
Рис. 2. Длинная форма периодич.
системы хим. элементов (совр. вариант). Рис. 3. Лестничная форма периодич. системы
хим. элементов (H. , 1921).
Второй период (Li-Ne),
содержащий 8 элементов, начинается Li (единств,
+ 1); за ним следует Be ( + 2). Металлич. характер
В ( +3) выражен слабо, а следующий за ним С - типичный
( +4). Последующие N, О, F и Ne-неметаллы, причем только у
N высшая + 5 отвечает номеру группы; О и F относятся к числу
самых активных .
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
, 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 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
(все они - ) проявляют высшие , равные номеру группы,
исключая триаду Fe-Co-Ni, где Fe в определенных условиях имеет
+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
проявляет макс, 4- 8; 2) все элементы подгрупп а,
включая Xe, проявляют высшие , 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 +3) и поэтому не м.
б. размещены по разл. группам системы. В короткой форме периодической системы все ланта-ноиды
включены в подгруппу IIIa ( 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 отражается на общем
фоне ее структуры. Др. особенности элементов периода: 1) в триаде Os Ir Pt только
Os проявляет макс. +8; 2) At имеет более выраженный по сравнению
с I металлич. характер; 3) Rn наиб. реакционноспособен из ,
однако сильная 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
(Z = 90 103). В короткой форме периодической системы последние включаются
в Ac и подобно записываются отд. строкой под таблицей. Этот
прием предполагал наличие определенного хим. сходства элементов двух f-семейств.
Однако детальное изучение показало, что они проявляют гораздо
более широкий диапазон , в т. ч. и таких, как +7 (Np, Pu,
Am). Кроме того, для тяжелых характерна стабилизация низших (+ 2 или даже +1 для Md).
Оценка хим. природы Ku
(Z = 104) и Ns (Z = 105), синтезированных в кол-ве единичных весьма короткоживущих
, позволила сделать вывод, что эти элементы аналоги соотв. Hf и Та, т.
е. d-элементы, и должны располагаться в подгруппах IV6 и V6.
Хим. элементов с Z= 106 109 не проводилась, но можно предполагать,
что они относятся к седьмого периода. Расчеты с помощью
ЭВМ свидетельствуют о принадлежности элементов с Z = 113 118 к p-элементам
(подгруппы IIIa VIIIa).
Теория периодической системы
была
преим. создана H. (1913 21) на базе предложенной им квантовой модели .
Учитывая специфику изменения св-в элементов в периодической системе и сведения об их , разработал схему построения электронных конфигураций по
мере возрастания Z, положив ее в основу объяснения явления периодичности и структуры
периодической системы. Эта схема опирается на определенную последовательность заполнения
оболочек (наз. также слоями, уровнями) и подоболочек (оболочек, подуровней)
в в соответствии с увеличением Z. Сходные электронные конфигурации внеш.
электронных оболочек в периодически повторяются, что и обусловливает
периодич. изменение хим. св-в элементов. В этом состоит гл. причина физ. природы
феномена периодичности. Электронные оболочки, за исключением тех, к-рые отвечают
значениям 1 и 2 главного квантового чиела л, не заполняются последовательно
и монотонно до своего полного завершения (числа в последоват. оболочках
составляют: 2, 8, 18, 32, 50,...); построение их периодически прерывается появлением
совокупностей (составляющих определенные подоболочки), к-рые отвечают
большим значениям п. В этом заключается существ. особенность "электронного"
истолкования структуры периодической системы.
Схема формирования электронных
конфигураций , лежащая в основе теории периодической системы, отражает, т. обр., определенную
последовательность появления в по мере роста Z совокупностей
(подоболочек), характеризующихся нек-рыми значениями главного и орбитального
(l) квантовых чисел. Данная схема в общем виде записывается в виде табл.
(см. ниже).
Вертикальными чертами разделены
подоболочки, к-рые заполняются в элементов, составляющих последоват.
периоды периодической системы (номера периодов обозначены цифрами сверху); жирным шрифтом выделены
подоболочки, завершающие формирование оболочек с данным п.
Числа в оболочках
и подоболочках определяются на . Применительно
к , как частицам с полуцелым , он постулирует, что в не
м. б. двух с одинаковыми значениями всех квантовых чисел. Емкости
оболочек и подоболочек равны соотв. 2п 2 и 2(2l + 1).
Этот принцип не определяет.
Период |
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
6 |
7 |
||
Электронная конфигурация |
1s |
2s 2р |
3s 3р |
4s 3d 4р |
5s 4d 5р |
6s 4f 5d 6p |
7s 5f 6d 7p |
||
n |
l |
22 |
33 |
434 |
545 |
6456 |
7567 |
||
l |
0 |
01 |
01 |
021 |
021 |
0321 |
0321 |
||
2 |
26 |
26 |
2106 |
2106 |
214106 |
214106 |
|||
Число элементов
в периоде |
2 |
8 |
8 |
18 |
18 |
32 |
32 |
||
однако, последовательность
формирования электронных конфигураций по мере возрастания Z. Из приведенной
выше схемы находятся емкости последоват. периодов: 2, 8, 18, 32, 32, ....
Каждый период начинается
элементом, в к-рого впервые появляется с данным значением n
при l = 0 (ns 1 -элементы), и заканчивается элементом,
в к-рого заполнена подоболочка с тем же n и l = 1 (np 6 -элемен-ты);
исключение-первый период (только 1s-элементы). Все s- и p-
элементы принадлежат к подгруппам а. К подгруппам б относятся
элементы, в к-рых достраиваются оболочки, ранее оставшиеся недостроенными
(значения h
меньше номера периода, l = 2 и 3). В первые три
периода входят элементы только подгрупп а, т. е. s- и р-элементы.
Реальная схема построения
электронных конфигураций описывается т. наз. (п + l)-правилом,
сформулированным (1951) В. M. Клечковским. Построение электронных конфигураций
происходит в соответствии с последоват увеличением суммы (п + /). При
этом в пределах каждой такой суммы сначала заполняются подоболочки с большими
l и меньшими n, затем с меньшими l и большими п.
Начиная с шестого периода
построение электронных конфигураций в действительности приобретает более
сложный характер, что выражается в нарушении четких границ между последовательно
заполняющимися подобо-лочками. Напр., 4f-электрон появляется не в
La с Z = 57, а в следующего за ним Ce (Z = 58); последоват. построение
4f-подоболочки прерывается в Gd (Z = 64, наличие 5d-электрона).
Подобное "размывание периодичности" отчетливо сказывается в седьмом
периоде для с Z > 89, что отражается на св-вах элементов.
Реальная схема первоначально
не была выведена из к.-л. строгих теоретич. представлений. Она основывалась
на известных хим. св-вах элементов и сведениях об их спектрах. Действит. физ.
обоснование реальная схема получила благодаря применению методов
к описанию строения . В квантовомех. интерпретации теории строения
понятие электронных оболочек и подоболочек при строгом подходе утратило свой
исходный смысл; ныне широко используется представление об атомных .
Тем не менее разработанный принцип физ. интерпретации явления периодичности
не потерял своего значения и в первом приближении достаточно исчерпывающе объясняет
теоретич. основы периодической системы. Во всяком случае, в публикуемых формах изображения периодической системы отражается представление о характере распределения по оболочкам
и подоболочкам.
Строение и химические
свойства элементов.
Осн особенности хим. поведения элементов определяются
характером конфигураций внешних (одной-двух) электронных оболочек . Эти
особенности различны для элементов подгрупп a (s- и p-элементов),
подгрупп б (d-элементы), f-семейств ( и ).
Особое место занимают 1s-элементы
первого периода (H и Не). вследствие присутствия в только одного
отличается большой
св-в.
Исключительной характеризуется конфигурация Не (1s 2),
что обусловливает его хим. инертность. Поскольку у элементов подгрупп а
происходит заполнение внеш. электронных оболочек (с n, равным номеру
периода), св-ва элементов заметно изменяются по мере возрастания Z в соответствующих
периодах, что выражается в ослаблении металлических и усилении неметаллич. св-в.
Все , кроме H и Не,-p-элементы. В то же время в каждой подгруппе
а по мере увеличения Z наблюдается усиление металлич. св-в. Эти закономерности
объясняются ослаблением энергии связи внеш. с ядром при переходе
от периода к периоду.
Значение периодической системы. Эта система
сыграла и продолжает играть огромную роль в развитии мн. естественнонауч. дисциплин.
Она стала важным звеном в атомно-мол. учения, способствовала формулировке
совр. понятия "хим. элемент" и уточнению представлений о простых
в-вах и соед., оказала значит. влияние на разработку теории строения
и возникновение понятия изотопии. С периодической системой связана строго науч. постановка проблемы
прогнозирования в , что
проявилось
как в предсказании существования неизвестных элементов и их св-в, так и новых
особенностей хим. поведения уже открытых элементов. Периодическая система - важнейшая основа неорг.
; она служит, напр., задачам синтеза в-в с заранее заданными св-вами, созданию
новых материалов, в частности полупроводниковых, подбору специфич.
для разл. хим. процессов. Периодическая система -науч. база преподавания общей и неорг. ,
а также нек-рых разделов атомной физики.
Лит.: Менделеев Д. И., Периодический закон. Основные статьи, M., 1958; Кедров Б. M.. Три аспекта атомистики, ч. 3. Закон Менделеева, M., 1969; Трифонов Д H., О количественной интерпретации периодичности, M., 1971; Трифонов Д. H., Кривомазов A. H., Лисневский Ю. И., Учение о периодичности и учение о . Коммешированная хронология важнейших событий. M., 1974; Карапетьями MX. Дракии С. И., Строение , M., 1978; Учение о периодичности. История и современность. Сб. статей. M.. 1981. Корольков Д. В., Основы , M., 1982; Мельников В. П., Дмитриев И С. Дополнительные виды периодичности в периодической системе Д. И. Менделеева, М. 1988. Д. Н Трифонов.
Любой, кто ходил в школу, помнит, что одним из обязательных для изучения предметов была химия. Она могла нравиться, а могла и не нравиться – это не важно. И вполне вероятно, что многие знания по этой дисциплине уже забыты и в жизни не применяются. Однако таблицу химических элементов Д. И. Менделеева наверняка помнит каждый. Для многих она так и осталась разноцветной таблицей, где в каждый квадратик вписаны определённые буквы, обозначающие названия химических элементов. Но здесь мы не будем говорить о химии как таковой, и описывать сотни химических реакций и процессов, а расскажем о том, как вообще появилась таблица Менделеева – эта история будет интересна любому человеку, да и вообще всем тем, кто охоч до интересной и полезной информации.
Небольшая предыстория
В далёком 1668 году выдающимся ирландским химиком, физиком и богословом Робертом Бойлем была опубликована книга, в которой было развенчано немало мифов об алхимии, и в которой он рассуждал о необходимости поиска неразложимых химических элементов. Учёный также привёл их список, состоящий всего из 15 элементов, но допускал мысль о том, что могут быть ещё элементы. Это стало отправной точкой не только в поиске новых элементов, но и в их систематизации.
Сто лет спустя французским химиком Антуаном Лавуазье был составлен новый перечень, в который входили уже 35 элементов. 23 из них позже были признаны неразложимыми. Но поиск новых элементов продолжался учёными по всему миру. И главную роль в этом процессе сыграл знаменитый русский химик Дмитрий Иванович Менделеев – он впервые выдвинул гипотезу о том, что между атомной массой элементов и их расположением в системе может быть взаимосвязь.
Благодаря кропотливому труду и сопоставлению химических элементов Менделеев смог обнаружить связь между элементами, в которой они могут быть одним целым, а их свойства являются не чем-то само собой разумеющимся, а представляют собой периодически повторяющееся явление. В итоге, в феврале 1869 года Менделеев сформулировал первый периодический закон, а уже в марте его доклад «Соотношение свойств с атомным весом элементов» был представлен на рассмотрение Русского химического общества историком химии Н. А. Меншуткиным. Затем в том же году публикация Менделеева была напечатана в журнале «Zeitschrift fur Chemie» в Германии, а в 1871 году новую обширную публикацию учёного, посвящённую его открытию, опубликовал другой немецкий журнал «Annalen der Chemie».
Создание периодической таблицы
Основная идея к 1869 году уже была сформирована Менделеевым, причём за довольно короткое время, но оформить её в какую-либо упорядоченную систему, наглядно отображающую, что к чему, он долго не мог. В одном из разговоров со своим соратником А. А. Иностранцевым он даже сказал, что в голове у него уже всё сложилось, но вот привести всё к таблице он не может. После этого, согласно данным биографов Менделеева, он приступил к кропотливой работе над своей таблицей, которая продолжалась трое суток без перерывов на сон. Перебирались всевозможные способы организации элементов в таблицу, а работа была осложнена ещё и тем, что в тот период наука знала ещё не обо всех химических элементах. Но, несмотря на это, таблица всё же была создана, а элементы систематизированы.
Легенда о сне Менделеева
Многие слышали историю, что Д. И. Менделееву его таблица приснилась. Эта версия активно распространялась вышеупомянутым соратником Менделеева А. А. Иностранцевым в качестве забавной истории, которой он развлекал своих студентов. Он говорил, что Дмитрий Иванович лёг спать и во сне отчётливо увидел свою таблицу, в которой все химические элементы были расставлены в нужном порядке. После этого студенты даже шутили, что таким же способом была открыта 40° водка. Но реальные предпосылки для истории со сном всё же были: как уже упоминалось, Менделеев работал над таблицей без сна и отдыха, и Иностранцев однажды застал его уставшим и вымотанным. Днём Менделеев решил немного передохнуть, а некоторое время спустя, резко проснулся, сразу же взял листок бумаги и изобразил на нём уже готовую таблицу. Но сам учёный опровергал всю эту историю со сном, говоря: «Я над ней, может быть, двадцать лет думал, а вы думаете: сидел и вдруг… готово». Так что легенда о сне может быть и очень привлекательна, но создание таблицы стало возможным только благодаря упорному труду.
Дальнейшая работа
В период с 1869 по 1871 годы Менделеев развивал идеи периодичности, к которым склонялось научное сообщество. И одним из важных этапов данного процесса стало понимание того, что любой элемент в системе должно располагать, исходя из совокупности его свойств в сравнении со свойствами остальных элементов. Основываясь на этом, а также опираясь на результаты исследований в изменении стеклообразующих оксидов, химику удалось внести поправки в значения атомных масс некоторых элементов, среди которых были уран, индий, бериллий и другие.
Пустые клетки, остававшиеся в таблице, Менделеев, конечно же, хотел скорее заполнить, и в 1870 году предсказал, что в скором времени будут открыты неизвестные науке химические элементы, атомные массы и свойства которых он сумел вычислить. Первыми из них стали галлий (открыт в 1875 году), скандий (открыт в 1879 году) и германий (открыт в 1885 году). Затем прогнозы продолжили реализовываться, и были открыты ещё восемь новых элементов, среди которых: полоний (1898 год), рений (1925 год), технеций (1937 год), франций (1939 год) и астат (1942-1943 годы). Кстати, в 1900 году Д. И. Менделеев и шотландский химик Уильям Рамзай пришли к мнению, что в таблицу должны быть включены и элементы нулевой группы – до 1962 года они назывались инертными, а после – благородными газами.
Организация периодической системы
Химические элементы в таблице Д. И. Менделеева расположены по рядам, в соответствии с возрастанием их массы, а длина рядов подобрана так, чтобы находящиеся в них элементы имели схожие свойства. Например, благородные газы, такие как радон, ксенон, криптон, аргон, неон и гелий с трудом вступают в реакции с другими элементами, а также имеют низкую химическую активность, из-за чего расположены в крайнем правом столбце. А элементы левого столбца (калий, натрий, литий и т.д.) отлично реагируют с прочими элементами, а сами реакции носят взрывной характер. Говоря проще, внутри каждого столбца элементы имеют подобные свойства, варьирующиеся при переходе от одного столбца к другому. Все элементы, вплоть до №92 встречаются в природе, а с №93 начинаются искусственные элементы, которые могут быть созданы лишь в лабораторных условиях.
В своём первоначальном варианте периодическая система понималась только как отражение существующего в природе порядка, и никаких объяснений, почему всё должно обстоять именно так, не было. И лишь когда появилась квантовая механика, истинный смысл порядка элементов в таблице стал понятен.
Уроки творческого процесса
Говоря о том, какие уроки творческого процесса можно извлечь из всей истории создания периодической таблицы Д. И. Менделеева, можно привести в пример идеи английского исследователя в области творческого мышления Грэма Уоллеса и французского учёного Анри Пуанкаре. Приведём их вкратце.
Согласно исследованиям Пуанкаре (1908 год) и Грэма Уоллеса (1926 год), существует четыре основных стадии творческого мышления:
- Подготовка – этап формулирования основной задачи и первые попытки её решения;
- Инкубация – этап, во время которого происходит временное отвлечение от процесса, но работа над поиском решения задачи ведётся на подсознательном уровне;
- Озарение – этап, на котором находится интуитивное решение. Причём, найтись это решение может в абсолютно не имеющей к задаче ситуации;
- Проверка – этап испытаний и реализации решения, на котором происходит проверка этого решения и его возможное дальнейшее развитие.
Как мы видим, в процессе создания своей таблицы Менделеев интуитивно следовал именно этим четырём этапам. Насколько это эффективно, можно судить по результатам, т.е. по тому, что таблица была создана. А учитывая, что её создание стало огромным шагом вперёд не только для химической науки, но и для всего человечества, приведённые выше четыре этапа могут быть применимы как к реализации небольших проектов, так и к осуществлению глобальных замыслов. Главное помнить, что ни одно открытие, ни одно решение задачи не могут быть найдены сами по себе, как бы ни хотели мы увидеть их во сне и сколько бы ни спали. Чтобы что-то получилось, не важно, создание это таблицы химических элементов или разработка нового маркетинг-плана, нужно обладать определёнными знаниями и навыками, а также умело использовать свои потенциал и упорно работать.
Мы желаем вам успехов в ваших начинаниях и успешной реализации задуманного!
Периодический закон химических элементов (современная формулировка): свойства химических элементов, а также простых и сложных веществ, ими образуемых, находятся в периодической зависимости от значения заряда из атомных ядер.
Периодическая система - графическое выражение периодического закона.
Химический элемент – это совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра атома Z я.
Изотопы – это атомы с одинаковым зарядом ядра, но с разными массовыми числами А r .
Заряд ядра атома, равный порядковому номеру элемента N в периодической системе, увеличивается непрерывно, а свойства химических элементов, формы и свойства соединений элементов изменяются периодически.
Период – горизонтальный ряд химических элементов, расположенных в порядке увеличения заряда ядра и числа электронов в атоме.
Группа – вертикальный ряд химических элементов, атомы которых имеют одинаковое число валентных электронов, но разное число энергетических уровней. Номера групп обозначены римскими цифрами. В таблице имеется 8 групп.
Изменение металлических свойств по группе и периоду
Металлические свойства элементов в группе сверху вниз усиливаются, т.к. увеличивается количество энергетических уровней, отсюда увеличивается радиус атома, ослабевает притяжение электронов последнего энергетического уровня, уменьшается электроотрицательность, и следовательно усиливаются металлические свойства.
В периоде от начала периода к концу металлические свойства ослабевают Т.К. возрастает заряд ядра атома элемента, усиливается притяжение электронов последнего энергетического уровня, возрастает электроотрицательность и ослабевают металлические свойства.
Металлы расположены в Периодической таблице слева от ступенчатой диагональной линии, которая начинается с Бора (В) и заканчивается полонием (Po) (исключение составляют германий (Ge) и сурьма (Sb). Нетрудно заметить, что металлы занимают бОльшую часть Периодической таблицы. Основные свойства металлов: твердые (кроме ртути); блестят; хорошие электро- и теплопроводники; пластичные; ковкие; легко отдают электроны.
Неметаллы
Элементы, расположенные справа от ступенчатой диагонали B-Po, называются неметаллами. Свойства неметаллов прямо противоположны свойствам металлов: плохие проводники тепла и электричества; хрупкие; нековкие; непластичные; обычно принимают электроны.
Металлоиды
Между металлами и неметаллами находятся полуметаллы (металлоиды). Для них характерны свойства как металлов, так и неметаллов. Основное применение в промышленности полуметаллы нашли в производстве полупроводников, без которых немыслима ни одна современная микросхема или микропроцессор.