La formulazione della legge periodica data da Mendeleev. Tutor di chimica

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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Makhov B.F.

In connessione con lo sviluppo da parte dell'autore del "Modello vibrazionale dell'atomo neutro" con l'inclusione dell'"etere mondiale", in cui i concetti di "carica positiva permanente del nucleo atomico" e "campo di Coulomb" diventano ridondanti, si pone la questione di una nuova formulazione della Legge Periodica. Tale formulazione è proposta in questo articolo, dove si considera anche il problema dell'espressione matematica della Legge Periodica. Nell'articolo, l'autore utilizza una propria versione del "Symmetric Quantum Periodic System of Neutral Atoms (SC-PSA)", adeguata al Modello Vibrazionale.

Sempre più lontano da noi 1869 - il momento della prima formulazione della Legge Periodica da parte del D.I. Mendeleev (PZM) e il suo sviluppo della Tavola periodica degli elementi (PSE-M), in cui il peso atomico dell'elemento è stato preso come criterio di ordinamento principale, una caratteristica più o meno comprensibile allora disponibile. Ma anche lo stesso Dmitry Ivanovich ha affermato che "non conosciamo le ragioni della periodicità". A quel tempo si conoscevano solo 63 elementi e le loro proprietà (per lo più chimiche) erano conosciute poco e non sempre accuratamente.

Tuttavia, il problema della sistematizzazione degli elementi si è già dichiarato e richiedeva una soluzione. L'ingegnosa intuizione di Mendeleev gli ha permesso di affrontare con successo (all'allora livello di conoscenza) il compito. La sua formulazione del PZM (ottobre 1971): "... le proprietà degli elementi, e quindi le proprietà dei corpi semplici e complessi che formano, sono in dipendenza periodica dal loro peso atomico".

Dmitry Ivanovich ha disposto tutti gli elementi in una serie (serie di Mendeleev) in ordine di peso atomico crescente, in cui, tuttavia, ha consentito anche deviazioni per coppie note di elementi (basate sulle proprietà chimiche), ad es. infatti, c'è una dipendenza non solo dal peso atomico.

È diventato chiaro agli scienziati che quando si passa da un elemento nel PSE-M al successivo, alcune caratteristiche dell'elemento aumentano gradualmente della stessa quantità. Questo valore è Z era chiamato numero di serie (principalmente dai chimici) o numero atomico (dai fisici). Si è scoperto che il peso atomico stesso in un certo modo dipende da Z. Pertanto, come criterio di ordinazione principale, è stato adottato il numero di serie Z, che, di conseguenza, è stato incluso nella 2a formulazione del PZM al posto del peso atomico.

Il tempo passò e apparvero nuove possibilità di sistematizzazione. Innanzitutto, si tratta di progressi nello studio degli spettri ottici di linea (LOS) di atomi neutri e della radiazione a raggi X caratteristica (XXR). Si è scoperto che ogni elemento ha uno spettro unico e da esso sono stati scoperti numerosi nuovi elementi. Per descrivere gli spettri sono stati proposti numeri quantici, termini spettrali, principio di esclusione di W. Pauli, legge di G. Moseley, ecc.. Lo studio degli atomi è culminato nella creazione dei primi modelli dell'atomo (MOA), dopo la morte di D. I. Mendeleev.

La legge di Moseley, che metteva in relazione la frequenza della caratteristica radiazione di raggi X con il numero di serie Z, ha dato un contributo particolarmente grande alla scienza. Ha confermato la correttezza della serie di Mendeleev e gli ha permesso di indicare i numeri dei restanti elementi non scoperti. Ma poi, guidati da buone intenzioni, a dare un numero di serie Z significato fisico, fisici a livello di conoscenza del primo Ottocento (i primi modelli dell'atomo) giunsero a una frettolosa conclusione che non può essere altro che una carica elettrica positiva costante del nucleo atomico (il numero di cariche elettriche elementari - eZ).

Di conseguenza, gli scienziati sono giunti alla conclusione che è necessaria una 2a formulazione raffinata del PZM, in cui la carica elettrica positiva costante del nucleo atomico di un elemento è stata presa come criterio di sistematizzazione principale.

Ma, purtroppo, all'inizio del XX secolo, i primi modelli dell'atomo erano presentati in modo troppo meccanicistico (modelli nucleari planetari), e la neutralità elettrica dell'atomo nel suo insieme era rappresentata dalla carica positiva del nucleo e dalla corrispondente numero di particelle elementari negative - elettroni, ad es. anche a livello di conoscenza primitiva dell'epoca sull'elettricità. Di conseguenza, è stato utilizzato il concetto di un campo elettrico Coulomb costante, che attrae gli elettroni che ruotano attorno al nucleo, ecc. E Dio non voglia che l'elettrone cada sul nucleo!

La scoperta della natura ondulatoria dell'elettrone e molti problemi con il modello accettato dell'atomo, hanno portato al passaggio al "modello quantistico dell'atomo". La meccanica quantistica (QM) è stata salutata come la più grande conquista del 20° secolo. Ma col tempo, l'entusiasmo si è placato. Il motivo è la base traballante su cui è costruito il CME, basato sull'equazione di Schrödinger, che " descrive moto di un elettrone. Innanzitutto, l'approccio stesso è sbagliato: invece di considerare lo stato quantico di equilibrio di un atomo neutro nel suo insieme (a livello macro, parlando nel linguaggio della sinergia), in CME si considera il moto di un elettrone (cioè, lavorano a un livello micro eccessivamente dettagliato). Immaginiamo che per il caso di un gas ideale, invece di considerarlo a livello macro con parametri costanti nel tempo dello stato del gas (pressione, temperatura, volume), inizino improvvisamente a scrivere le equazioni del moto per ciascuno dei i miliardi di atomi e molecole del gas, gemendo forte allo stesso tempo sulla difficoltà del compito e sulla potenza insufficiente dei computer moderni. Mentre a livello macro, l'intero quadro è facilmente ed elegantemente descritto utilizzando l'equazione per la connessione dei parametri dello stato del gas - l'equazione di Clapeyron-Mendeleev. [FES, M, SE, 1984, p.288]

Qualcosa di simile in complessità ci offre il CME nella persona dei suoi padri fondatori, soprattutto per il caso di atomi con grandi numeri atomici. Tuttavia, l'accademico Lev Landau (1908-68), egli stesso uno dei pilastri del CME, ha già scritto: “Un atomo con più di un elettrone è un complesso sistema di elettroni che interagiscono tra loro. Per un tale sistema, si possono, in senso stretto, considerare solo gli stati del sistema nel suo insieme. La stessa idea può essere trovata nei lavori del fisico spettroscopico Acad. Accademia delle scienze della BSSR Elyashevich M.A. (1908-95).

Tuttavia, torniamo alla considerazione delle formulazioni della Legge Periodica. La moderna (raffinata 2a) formulazione del PZM è la seguente:

"Le proprietà degli elementi sono in una relazione periodica con la carica dei loro nuclei atomici". Carica nucleare eZ = numero atomico (di serie) dell'elemento nel sistema, moltiplicato per la carica elettrica elementare (cioè Z è numericamente uguale al numero di cariche elettriche elementari).

Perché è necessaria una nuova terza formulazione del PZM?

1) Dalla 2a formulazione non è molto chiaro quali proprietà siano in questione: se sono chimiche, non sono direttamente correlate agli elementi (atomi neutri). Quando gli atomi neutri interagiscono, i loro campi elettromagnetici variabili si sovrappongono, di conseguenza esercitano un certo grado di eccitazione l'uno sull'altro. Per descrivere un legame chimico, è necessario sapere inoltre - cosa è collegato a cosa (composizione e struttura della sostanza) e in quali condizioni fisiche specifiche (CFU), ecc.

2) Secondo il "Modello vibrazionale" sviluppato dall'autore, il nucleo di un atomo neutro non ha né una carica elettrica costante né un campo di Coulomb costante da esso creato (invece di questo, un nucleo pulsante, un campo elettromagnetico alternato - EMF, EMW permanente, risonanza parametrica, fattore di oscillazione di alta qualità, atomo di durabilità). Cfr. FI, 2008, n. 3, p.25

3) Cioè, non esiste una definizione chiara né di argomento né di funzione. Per quanto riguarda la natura della dipendenza periodica, non vi è nemmeno certezza. Il PZM è inutile senza considerare contemporaneamente la tavola della Tavola Periodica stessa, motivo per cui spesso non è affatto menzionato nei libri di testo nella sua attuale formulazione (“circolo vizioso”). Non è un caso che non abbiamo ancora una teoria completa del sistema periodico e l'espressione più matematica del PZM.

4) Ora puoi sfruttare opportunità fondamentalmente nuove per una più corretta formulazione della Legge Periodica e la derivazione della sua espressione matematica, che dare"Modello vibrazionale di un atomo neutro" (vibrazioni accoppiate del nucleo e del suo ambiente) e "Sistema simmetrico quantistico periodico di atomi neutri (SC-PSA)", sviluppato e pubblicato dall'autore.

5) Secondo l'approccio sinergico, lo stato quantistico di equilibrio dell'atomo nel suo insieme (approccio macroscopico) può essere descritto da diversi parametri indipendenti dal tempo. L'autore ha dimostrato che sono un insieme strettamente individuale (principio di esclusione di W. Pauli) di 4 numeri quantici inerenti a ciascun atomo, determinati dalla sua LOS (e non dalle equazioni CME).

Tale un insieme di numeri quantici determina in modo univoco il posto dell'elemento (le sue coordinate) nell'SC-PSA sviluppato dall'autore.

6) Tali parametri devono soddisfare una serie di requisiti:

Rispondere alla natura fisica di un atomo neutro (secondo il "Modello Vibrazionale")

Sii inequivocabile

Sii intero (che deriva dall'essenza stessa della radiazione del nucleo)

È facile da misurare (dagli spettri di un atomo neutro).

Pertanto, il significato dei numeri quantici noti per ciascun atomo deve essere affinato in base alla loro natura fisica.

7) Al posto dell'equazione CME di E. Schrödinger, l'autore propone di utilizzare le equazioni di connessione dei numeri quantici (equazioni di Makhov) (l'autore ha trovato due di queste equazioni), che sono l'espressione matematica del PZM, adeguata alla nuova formulazione. Maggiori informazioni su questo in un prossimo libro.

8) Alla luce del “Modello Vibrazionale dell'Atomo Neutro” e della nuova idea di FEM variabile del nucleo, per la nuova formulazione della Legge Periodica, al posto della carica elettrica elementare, è necessaria un'altra grandezza fisica , che, insieme al numero ordinale Z, caratterizza l'intensità dell'interazione elettromagnetica (che cambia gradualmente all'aumentare di Z) e determinata in modo univoco dallo spettro degli atomi neutri. E c'è un tale valore: è la costante di struttura fine (α) [FES-763], che viene solitamente utilizzata nelle ricerche del "limite superiore della tavola periodica".

Nuova formulazione del PZM sembra così:

"Le caratteristiche degli atomi neutri dipendono periodicamente dall'entità della tensione (aZ) campo elettromagnetico alternato (EMF) creato dai loro nuclei. L'autore è arrivato a una formulazione così breve il 22 novembre 2006, dopo una serie di "lunghe" formulazioni.

Da esso si può vedere che invece della grandezza della carica elettrica ( eZ), che comprende una carica elettrica elementare, si utilizza il valore di intensità ( aZ), che include α - costante di struttura fine, che “nell'elettrodinamica quantistica è considerata un parametro naturale che caratterizza la “forza” dell'interazione elettromagnetica” [FES, p.763].

Abbiamo già parlato delle caratteristiche degli atomi neutri (dei numeri quantici, della loro natura fisica, ecc.), ma la natura della dipendenza periodica deve ancora essere chiarita un po'. Già ora ci sono i prerequisiti per la derivazione delle equazioni di connessione dei numeri quantici - questo è (n+ l)- regole dell'accademico V.M. Klechkovskij (1900-72) e (n- l)- regola dhn, prof. DN Trifonov, che sono stati utilizzati dall'autore per costruire l'SC-PSA. Tenendo presente la variabile EMF e l'EMW permanente che si propaga (ad una profondità specifica per ogni atomo), possiamo dire che la somma di questi numeri quantici rappresenta l'energia totale dell'EMW permanente e la differenza è la profondità del cambiamento nel parametro di oscillazione. Cioè, ci sono già pacchetti di numeri quantici che rappresentano nell'SC-PSA (n+ l)- periodo (sono tutti accoppiati e formano diadi) e (n- l)- gruppi di atomi consecutivi - righe orizzontali di SC-PSA (fino a 4 in un periodo entro Z ≤ 120), che sono sequenze f-, d-, p-, S- elementi. Cioè, a un livello di energia quantistica possono esserci diversi stati quantistici. Un'ulteriore considerazione delle caratteristiche dell'EMW permanente a due unità ci consente di derivare le equazioni per la connessione di numeri quantici (equazioni di Makhov).

Esempio: energia EMW permanente totale E n + l = e n + E l = cost, dove E n ed E l - i valori medi dell'energia dei componenti elettrici e magnetici delle sue parti.

Per chiarire il significato fisico dei numeri quantici, utilizziamo la formula per l'energia di un emettitore quantistico (in forma generale) E = Eo (2k + 1), quindi → = 2k

In particolare, abbiamo per E n + l= e o (2 + 1) → = n + l , questa è la somma dei numeri quantici (n+ l) è il rapporto tra l'incremento dell'energia totale di un EMW in piedi e il suo valore iniziale, che dà un significato fisico alla suddetta prima regola dell'accademico V.M. Klečkovskij.

Un EMW permanente è un vettore materiale di risonanza parametrica (con un'energia interna costante, l'energia viene trasferita da elettrica a magnetica e viceversa con un'enorme frequenza). In questo caso, la differenza tra i valori medi dell'energia delle componenti elettriche e magnetiche dell'energia totale dell'EMW E n - l = e n -E l - viene quantizzata anche la quantità di modifica del parametro.

e n - l= E o (2 + 1) → = n - l , questo atteggiamento dà un significato fisico alla regola di D.N. Trifonov e da qui la regola diventa chiara n - l ≥ 1, poiché altrimenti non c'è EMW permanente (non dovrebbe esserci inerente all'onda viaggiante n = l, e relativa perdita di energia). È possibile introdurre il concetto di "valore relativo della modifica del parametro" : = = λ

Vengono quantizzati anche i valori medi delle componenti dell'energia totale dell'EMW in piedi

e n=Eo(2 n + 1) → = 2n

e l=Eo(2 l + 1) → = 2l

da qui i numeri quantici n e l acquisiscono un nuovo significato fisico come i numeri quantici delle componenti delle energie elettriche e magnetiche dell'energia totale di un EMW permanente (invece del "numero quantico principale" e del "numero quantico orbitale").

La frequenza alta e costante dell'EMW in piedi è espressa attraverso funzioni periodiche, in relazione al nostro caso - trigonometriche. La dualità dell'EMW permanente sta nell'assegnazione parametrica della funzione. Un EMW stazionario come un'onda armonica può essere descritto da equazioni sinusoidali della forma y = UN peccato (ω t + φ ),

poi n t = n cosα e lt = l sin α (definizione parametrica di un'ellisse).

qui n e l - numeri quantici (valori interi adimensionali), indicatori dell'ampiezza massima dell'energia relativa delle componenti elettriche e magnetiche dell'EMW permanente e n t e lt- valori attuali di quantità fluttuanti ( componenti EMW in piedi) al momento, cioè. anche le quantità sono adimensionali.*)

0 ≤ |n t| ≤n 0 ≤ |l t | ≤l

Chiariamo che ce ne sono esattamente due dipendenze- coseno e sinusoide All'interfaccia "Nucleo-ambiente" al momento iniziale dell'irraggiamento, il primo ha un'ampiezza massima - a = n (altrimenti non c'è radiazione) e l'ampiezza è diversa - a = 0 (cioè c'è uno sfasamento). Iniziando a propagarsi dal core, un componente dell'EMW permanente ne genera un altro e viceversa. L'autore vorrebbe mettere in guardia dal saltare alla conclusione che a = 0, allora anche la componente magnetica dell'energia totale dell'EMW stazionario è uguale a zero. Non è così, basti ricordare la formula di un emettitore di armoniche quantistiche.

Questa è l'equazione dell'ellisse + = 1 (in forma canonica, comune per la connessione di oscillazioni armoniche) ed è una delle equazioni per la connessione di numeri quantici.

Il significato fisico di questa equazione di accoppiamento diventa più chiaro se vengono apportate alcune trasformazioni. Per fare ciò, utilizziamo la rappresentazione dell'ellisse come ipotrocoidi.

Per il nostro caso; .

Questa è la prima equazione di relazione dei numeri quantici (equazione di Makhov).

O abbastanza chiaro .

Si può vedere che l'equazione riflette la costanza dell'energia totale di un EMW permanente. Pertanto, i suddetti fasci di numeri quantici ( n+l) è il numero del periodo in SC-PSA e ( n - l)- definisce la sequenza di posizione delle righe orizzontali incluse nel periodo - ha trovato il suo posto nell'equazione della comunicazione e l'equazione stessa riflette bene la struttura dell'SC-PSA.

Abbiamo ottenuto un'altra 2a equazione di connessione per i restanti due numeri quantici (dall'insieme completo secondo il principio di esclusione di W. Pauli) - m l eSM , ma non si può dire di loro in poche parole, e con il significato fisico del numero quantico "spin". SM deve ancora essere capito - vedi qui.

Inizio (numero di serie dell'elemento originale - ZM) di ciascuna M-diade (una coppia di periodi SC-PSA) può essere ottenuto dalla trasformazione identica della formula di V.M. Klechkovsky per il numero Zl elemento in cui la prima volta che appare un elemento con dati significato lmax

ZM = Zl -1 = = ,

poi almax = 0; 1; 2; 3; 4... noi abbiamo ZM= 0; quattro; venti; 56; 120..., cioè questi sono i cosiddetti numeri tetraedrici, che sono indirettamente correlati ad alcuni livelli minimi di energia quantistica iniziale per la diade (un tetraedro tra tutti i corpi spaziali ha una superficie minima con un volume fisso).

Più in dettaglio su questo argomento e sulle citate due equazioni di connessione dei numeri quantici, l'autore intende riferire negli articoli in preparazione per la pubblicazione.

L'autore non pretende che questo lavoro, ovviamente, crei una teoria completa del sistema periodico degli atomi neutri e della sua espressione matematica, ma lo considera una tappa necessaria e importante su questo percorso, e al meglio delle sue capacità contribuirà per progredire ulteriormente.

BIBLIOGRAFIA:

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Collegamento bibliografico

Makhov B.F. DIRITTO PERIODICO D.I. MENDELEEV - NUOVA FORMULAZIONE ED ESPRESSIONE MATEMATICA DELLA LEGGE // Successi delle moderne scienze naturali. - 2008. - N. 9. - P. 24-29;
URL: http://natural-sciences.ru/ru/article/view?id=10547 (data di accesso: 17/12/2019). Portiamo alla vostra attenzione le riviste pubblicate dalla casa editrice "Accademia di Storia Naturale"

Legge periodica degli elementi chimici- una legge fondamentale della natura, che riflette il cambiamento periodico delle proprietà degli elementi chimici all'aumentare delle cariche dei nuclei dei loro atomi. Inaugurato il 1 marzo (17 febbraio secondo il vecchio stile) 1869 D.I. Mendeleev. In questo giorno, ha compilato una tabella intitolata "L'esperienza di un sistema di elementi basato sul loro peso atomico e somiglianza chimica". La formulazione finale della legge periodica fu data da Mendeleev nel luglio 1871. Si leggeva:

"Le proprietà degli elementi, e quindi le proprietà dei corpi semplici e complessi che formano, stanno in una dipendenza periodica dal loro peso atomico".

La formulazione di Mendeleev della legge periodica esisteva nella scienza da oltre 40 anni. È stato rivisto grazie alle eccezionali conquiste della fisica, principalmente lo sviluppo del modello nucleare dell'atomo (vedi Atomo). Si è scoperto che la carica del nucleo di un atomo (Z) è numericamente uguale al numero di serie dell'elemento corrispondente nel sistema periodico e il riempimento dei gusci di elettroni e dei subshell di atomi dipendenti da Z avviene in modo tale che configurazioni elettroniche simili di atomi si ripetono periodicamente (vedi Sistema periodico di elementi chimici). Pertanto, la moderna formulazione della legge periodica è la seguente: le proprietà degli elementi, delle sostanze semplici e dei loro composti sono in dipendenza periodica dalle cariche dei nuclei degli atomi.
A differenza di altre leggi fondamentali della natura, come la legge di gravitazione universale o la legge di equivalenza di massa ed energia, la legge periodica non può essere scritta sotto forma di equazione o formula generale. La sua riflessione visiva è la tavola periodica degli elementi. Tuttavia, sia Mendeleev stesso che altri scienziati hanno tentato di trovarlo equazione matematica della legge periodica degli elementi chimici. Questi tentativi furono coronati da successo solo dopo lo sviluppo della teoria della struttura dell'atomo. Ma riguardano solo l'instaurazione di una dipendenza quantitativa dell'ordine di distribuzione degli elettroni nei gusci e nei subshell dalle cariche dei nuclei atomici.
Quindi, risolvendo l'equazione di Schrödinger, si può calcolare come gli elettroni sono distribuiti negli atomi con diversi valori Z. E quindi, l'equazione di base della meccanica quantistica è, per così dire, una delle espressioni quantitative della legge periodica.
Oppure, ad esempio, un'altra equazione: Z„, = „+,Z - - (21 + 1)2 - >n,(2t + 1) +
1
+ t „dove „+, Z = - (n + 1+ 1)" +
+(+1+ 1. 2k(n+O 1
2 2 6
Nonostante il suo ingombro, non è così difficile. Le lettere i, 1, m e m non sono altro che i numeri quantici principali, orbitali, magnetici e di spin (vedi Atomo). L'equazione consente di calcolare a quale valore di Z (il numero di serie dell'elemento) appare un elettrone nell'atomo, il cui stato è descritto da una data combinazione di quattro numeri quantici. Sostituendo le possibili combinazioni di u, 1, t e t in questa equazione, otteniamo un insieme di diversi valori di Z. Se questi valori sono disposti nella sequenza di numeri naturali 1, 2, 3, 4, 5, ..., quindi, a sua volta, si ottiene uno schema chiaro per costruire le configurazioni elettroniche degli atomi all'aumentare di Z. Pertanto, questa equazione è anche una sorta di espressione quantitativa della legge periodica. Prova a risolvere tu stesso questa equazione per tutti gli elementi del sistema periodico (imparerai come i valori e 1; m e m sono correlati tra loro dall'articolo Atom).

La legge periodica è una legge universale per l'intero universo. È valido ovunque esistano gli atomi. Ma non solo le strutture elettroniche degli atomi cambiano periodicamente. Anche la struttura e le proprietà dei nuclei atomici obbediscono a una peculiare legge periodica. Nei nuclei costituiti da neutroni e protoni, ci sono gusci di neutroni e protoni, il cui riempimento ha un carattere periodico. Ci sono anche tentativi di costruire un sistema periodico di nuclei atomici.

: come notava in senso figurato il famoso chimico russo N. D. Zelinsky, la legge periodica era "la scoperta della connessione reciproca di tutti gli atomi dell'universo".

Storia

La ricerca delle basi della classificazione naturale e della sistematizzazione degli elementi chimici iniziò molto prima della scoperta della Legge Periodica. Le difficoltà incontrate dai naturalisti che furono i primi a lavorare in questo campo furono causate dalla mancanza di dati sperimentali: all'inizio del XIX secolo il numero di elementi chimici conosciuti era piccolo e i valori accettati dell'atomica le masse di molti elementi non sono corrette.

Triadi Döbereiner e primi sistemi di elementi

All'inizio degli anni '60 del XIX secolo apparvero contemporaneamente diverse opere, che precedettero immediatamente la Legge periodica.

Spirale di Chancourtois

Ottave di Newlands

Tavola di Newlands (1866)

Poco dopo la spirale di de Chancourtois, lo scienziato inglese John Newlands tentò di confrontare le proprietà chimiche degli elementi con le loro masse atomiche. Disponendo gli elementi in ordine crescente di massa atomica, Newlands notò che c'era una somiglianza nelle proprietà tra ogni ottavo elemento. Newlands chiamò il modello trovato la legge delle ottave per analogia con i sette intervalli della scala musicale. Nella sua tabella, ha disposto gli elementi chimici in gruppi verticali di sette elementi ciascuno, e allo stesso tempo ha scoperto che (con un leggero cambiamento nell'ordine di alcuni elementi) elementi simili nelle proprietà chimiche appaiono sulla stessa linea orizzontale.

John Newlands, ovviamente, fu il primo a fornire una serie di elementi disposti in ordine crescente di masse atomiche, assegnò il numero di serie corrispondente agli elementi chimici e notò una relazione sistematica tra questo ordine e le proprietà fisico-chimiche degli elementi. Ha scritto che in tale sequenza si ripetono le proprietà degli elementi, i cui pesi equivalenti (masse) differiscono di 7 unità, o di un valore multiplo di 7, cioè come se l'ottavo elemento nell'ordine ripetesse le proprietà della prima, come nella musica la croma si ripete per prima. Newlands ha cercato di dare a questa dipendenza, che in realtà avviene per gli elementi leggeri, un carattere universale. Nella sua tabella, elementi simili erano disposti in file orizzontali, ma elementi di proprietà completamente diverse spesso risultavano essere nella stessa riga. Inoltre, Newlands è stato costretto a posizionare due elementi in alcune celle; infine, il tavolo non conteneva posti vuoti; di conseguenza, la legge delle ottave fu accettata in modo estremamente scettico.

Tavoli Odling e Meyer

Manifestazioni della legge periodica in relazione all'energia di affinità elettronica

La periodicità delle energie di affinità elettronica atomica è naturalmente spiegata dagli stessi fattori che sono già stati notati nella discussione dei potenziali di ionizzazione (vedi la definizione di energia di affinità elettronica).

hanno la più alta affinità per gli elettroni p-elementi del gruppo VII. L'affinità elettronica più bassa per atomi con configurazione s² ( , , ) e s²p 6 ( , ) o con riempimento a metà p-orbitali ( , , ) :

Manifestazioni della legge periodica in relazione all'elettronegatività

A rigor di termini, a un elemento non può essere assegnata un'elettronegatività permanente. L'elettronegatività di un atomo dipende da molti fattori, in particolare dallo stato di valenza dell'atomo, dallo stato di ossidazione formale, dal numero di coordinazione, dalla natura dei leganti che compongono l'ambiente dell'atomo nel sistema molecolare e da alcuni altri. Recentemente, la cosiddetta elettronegatività orbitale è stata sempre più utilizzata per caratterizzare l'elettronegatività, che dipende dal tipo di orbitale atomico coinvolto nella formazione di un legame e dalla sua popolazione di elettroni, ovvero dal fatto che l'orbitale atomico sia occupato da una coppia di elettroni non condivisa , popolato singolarmente da un elettrone spaiato, o vacante. Ma, nonostante le note difficoltà nell'interpretare e determinare l'elettronegatività, resta sempre necessaria una descrizione e una previsione qualitativa della natura dei legami in un sistema molecolare, compresa l'energia di legame, la distribuzione di carica elettronica e il grado di ionicità, la costante di forza , eccetera.

La periodicità dell'elettronegatività atomica è una parte importante della legge periodica e può essere facilmente spiegata in base all'immutabile, sebbene non del tutto inequivocabile, dipendenza dei valori di elettronegatività dai corrispondenti valori di energie di ionizzazione e affinità elettronica.

Nei periodi, c'è una tendenza generale all'aumento dell'elettronegatività e nei sottogruppi - la sua caduta. L'elettronegatività più piccola è negli elementi s del gruppo I, la più grande è negli elementi p del gruppo VII.

Manifestazioni della legge periodica in relazione ai raggi atomici e ionici

Riso. 4 Dipendenza dei raggi orbitali degli atomi dal numero atomico dell'elemento.

La natura periodica del cambiamento nella dimensione di atomi e ioni è nota da tempo. La difficoltà qui sta nel fatto che, a causa della natura ondulatoria del movimento elettronico, gli atomi non hanno dimensioni rigorosamente definite. Poiché una determinazione diretta delle dimensioni assolute (raggi) degli atomi isolati è impossibile, in questo caso vengono spesso utilizzati i loro valori empirici. Si ottengono dalle distanze internucleari misurate in cristalli e molecole libere, dividendo ciascuna distanza internucleare in due parti ed eguagliando una di esse al raggio del primo (di due collegati da un corrispondente legame chimico) atomo e l'altra al raggio del secondo atomo. In questa divisione vengono presi in considerazione vari fattori, tra cui la natura del legame chimico, gli stati di ossidazione dei due atomi legati, la natura del coordinamento di ciascuno di essi, ecc. In questo modo si ottengono i cosiddetti raggi metallici, covalenti, ionici e di van der Waals. I raggi di Van der Waals dovrebbero essere considerati come i raggi degli atomi non legati; si trovano per distanze internucleari in sostanze solide o liquide, dove gli atomi sono in stretta vicinanza l'uno all'altro (ad esempio atomi in argon solido o atomi di due molecole N 2 vicine in azoto solido), ma non sono collegati da alcuna sostanza chimica legame.

Ma, ovviamente, la migliore descrizione della dimensione effettiva di un atomo isolato è la posizione (distanza dal nucleo) calcolata teoricamente del massimo principale della densità di carica dei suoi elettroni esterni. Questo è il cosiddetto raggio orbitale dell'atomo. La periodicità nella variazione dei valori dei raggi atomici orbitali a seconda del numero atomico dell'elemento si manifesta abbastanza chiaramente (vedi Fig. 4), e i punti principali qui sono la presenza di massimi molto pronunciati corrispondenti al metallo alcalino atomi, e gli stessi minimi corrispondenti ai gas nobili. La diminuzione dei valori dei raggi atomici orbitali durante la transizione da un metallo alcalino al gas nobile (più vicino) corrispondente è, ad eccezione della serie -, un carattere non monotono, specialmente quando famiglie di elementi di transizione (metalli) e tra il metallo alcalino e il gas nobile compaiono lantanidi o attinidi. In grandi periodi in famiglia d- e f- elementi, si osserva una diminuzione meno netta dei raggi, poiché il riempimento degli orbitali con elettroni avviene nello strato esterno antecedente. Nei sottogruppi di elementi, i raggi degli atomi e degli ioni dello stesso tipo generalmente aumentano.

Manifestazioni della legge periodica in relazione all'energia di atomizzazione

Va sottolineato che lo stato di ossidazione di un elemento, essendo una caratteristica formale, non dà idea né delle cariche effettive degli atomi di questo elemento nel composto, né della valenza degli atomi, sebbene lo stato di ossidazione sia spesso chiamata valenza formale. Molti elementi sono in grado di esibire non uno, ma diversi stati di ossidazione. Ad esempio, per il cloro sono noti tutti gli stati di ossidazione da -1 a +7, sebbene anche quelli siano molto instabili, e per il manganese, da +2 a +7. I valori più alti dello stato di ossidazione cambiano periodicamente a seconda del numero di serie dell'elemento, ma questa periodicità è complessa. Nel caso più semplice, in una serie di elementi da un metallo alcalino a un gas nobile, lo stato di ossidazione più elevato aumenta da +1 (F) a +8 (O 4). In altri casi, il massimo grado di ossidazione del gas nobile è minore (+4 F 4) rispetto al precedente alogeno (+7 O 4 −). Pertanto, sulla curva della dipendenza periodica del massimo stato di ossidazione dal numero di serie dell'elemento, i massimi cadono o sul gas nobile o sull'alogeno che lo precede (i minimi sono sempre sul metallo alcalino). L'eccezione è la serie -, in cui né l'alogeno () né il gas nobile () hanno stati di ossidazione elevati e il membro centrale della serie, l'azoto, ha il valore più alto dello stato di ossidazione più alto; pertanto, nella serie -, la variazione del massimo grado di ossidazione risulta essere passante per un massimo. In generale, l'aumento dello stato di ossidazione più elevato nella serie di elementi da un metallo alcalino a un alogeno oa un gas nobile non è affatto monotono, principalmente a causa della manifestazione di stati di ossidazione elevati da parte dei metalli di transizione. Ad esempio, l'aumento dello stato di ossidazione più alto della serie - da +1 a +8 è "complicato" dal fatto che per molibdeno, tecnezio e rutenio stati di ossidazione così elevati come +6 (O 3), +7 (2 O7), + 8(O4).

Manifestazioni della legge periodica in relazione al potenziale di ossidazione

Una delle caratteristiche molto importanti di una sostanza semplice è il suo potenziale di ossidazione, che riflette la capacità fondamentale di una sostanza semplice di interagire con soluzioni acquose, nonché le proprietà redox che mostra. Anche la variazione dei potenziali di ossidazione delle sostanze semplici, a seconda del numero atomico dell'elemento, è periodica. Ma va tenuto presente che il potenziale di ossidazione di una sostanza semplice è influenzato da vari fattori, che a volte devono essere considerati singolarmente. Pertanto, la periodicità della variazione dei potenziali di ossidazione dovrebbe essere interpretata con molta attenzione.

/Na + (aq)	/Mg 2+ (aq)	/Al 3+ (aq)
2,71 V	2,37 V	1,66 V
/K + (aq)	/Ca 2+ (aq)	/Sc 3+ (aq)
2,93 V	2,87 V	2,08V

Alcune sequenze definite si possono trovare nella variazione dei potenziali di ossidazione di sostanze semplici. In particolare, in una serie di metalli, passando dall'alcalino agli elementi successivi, i potenziali di ossidazione diminuiscono ( + (aq), ecc. - catione idratato):

Ciò è facilmente spiegato da un aumento dell'energia di ionizzazione degli atomi con un aumento del numero di elettroni di valenza rimossi. Pertanto, sulla curva della dipendenza dei potenziali di ossidazione delle sostanze semplici dal numero ordinale dell'elemento, si hanno dei massimi corrispondenti ai metalli alcalini. Ma questa non è l'unica ragione per il cambiamento dei potenziali di ossidazione delle sostanze semplici.

Periodicità interna e secondaria

S- e R-elementi

Le tendenze generali nella natura del cambiamento nei valori dell'energia di ionizzazione degli atomi, l'energia dell'affinità degli atomi per un elettrone, l'elettronegatività, i raggi atomici e ionici, l'energia di atomizzazione delle sostanze semplici, il grado di ossidazione , i potenziali di ossidazione di sostanze semplici dal numero atomico dell'elemento sono considerati sopra. Con uno studio più approfondito di queste tendenze, si può scoprire che gli schemi nel cambiamento delle proprietà degli elementi nei periodi e nei gruppi sono molto più complicati. Nella natura del cambiamento delle proprietà degli elementi in un periodo, si manifesta la periodicità interna e in un gruppo - periodicità secondaria (scoperta da E. V. Biron nel 1915).

Quindi, quando si passa da un elemento s del gruppo I a R-elemento del gruppo VIII sulla curva dell'energia di ionizzazione degli atomi e la curva di variazione dei loro raggi ha massimi e minimi interni (vedi Fig. 1, 2, 4).

Ciò testimonia la natura periodica interna del cambiamento di queste proprietà nel periodo. Le suddette regolarità possono essere spiegate con l'ausilio della nozione di screening del nucleo.

L'effetto schermante del nucleo è dovuto agli elettroni degli strati interni, che, schermando il nucleo, indeboliscono l'attrazione dell'elettrone esterno su di esso. Quindi, passando dal berillio 4 al boro 5, nonostante l'aumento della carica nucleare, l'energia di ionizzazione degli atomi diminuisce:

Riso. 5 Struttura degli ultimi livelli di berillio, 9,32 eV (a sinistra) e boro, 8,29 eV (a destra)

Questo perché l'attrazione per il nucleo 2p-l'elettrone dell'atomo di boro è indebolito a causa dell'effetto schermante 2s-elettroni.

È chiaro che la schermatura del nucleo aumenta all'aumentare del numero di strati di elettroni interni. Pertanto, in sottogruppi S- e R-elementi, c'è una tendenza ad una diminuzione dell'energia di ionizzazione degli atomi (vedi Fig. 1).

La diminuzione dell'energia di ionizzazione dall'azoto 7 N all'ossigeno 8 O (vedi Fig. 1) è spiegata dalla reciproca repulsione di due elettroni dello stesso orbitale:

Riso. 6 Diagramma della struttura degli ultimi livelli di azoto, 14,53 eV (a sinistra) e ossigeno, 13,62 eV (a destra)

L'effetto dello screening e della repulsione reciproca degli elettroni di un orbitale spiega anche la natura periodica interna del cambiamento nel periodo dei raggi atomici (vedi Fig. 4).

Riso. 7 Dipendenza periodica secondaria dei raggi atomici degli orbitali p esterni dal numero atomico

Riso. 8 Dipendenza periodica secondaria della prima energia di ionizzazione degli atomi dal numero atomico

Riso. 9 Distribuzione radiale della densità elettronica nell'atomo di sodio

Nella natura dei cambiamenti di proprietà S- e R-elementi in sottogruppi, si osserva chiaramente la periodicità secondaria (Fig. 7). Per spiegarlo viene utilizzata l'idea della penetrazione degli elettroni nel nucleo. Come mostrato nella Figura 9, un elettrone in qualsiasi orbitale si trova in una regione vicina al nucleo per un certo tempo. In altre parole, gli elettroni esterni penetrano nel nucleo attraverso strati di elettroni interni. Come si può vedere dalla Figura 9, esterno 3 S-l'elettrone dell'atomo di sodio ha una probabilità molto significativa di trovarsi vicino al nucleo nella regione dell'interno Per- e l-strati elettronici.

La concentrazione della densità elettronica (il grado di penetrazione degli elettroni) con lo stesso numero quantico principale è la più alta per S-elettrone, meno - per R-elettrone, anche meno - per d-elettrone, ecc. Ad esempio, a n = 3, il grado di penetrazione diminuisce nella sequenza 3 S>3p>3d(vedi fig. 10).

Riso. 10 Distribuzione radiale della probabilità di trovare un elettrone (densità elettronica) a distanza r dal nucleo

È chiaro che l'effetto di penetrazione aumenta la forza del legame tra gli elettroni esterni e il nucleo. A causa di una penetrazione più profonda S-gli elettroni schermano il nucleo in misura maggiore rispetto a R-elettroni, e questi ultimi sono più forti di d-elettroni, ecc.

Usando l'idea della penetrazione degli elettroni nel nucleo, consideriamo la natura del cambiamento nel raggio degli atomi degli elementi nel sottogruppo di carbonio. Nella serie - - - - c'è una tendenza generale ad aumentare il raggio dell'atomo (vedi Fig. 4, 7). Tuttavia, questo aumento non è monotono. Quando si passa da Si a Ge, l'esterno R- gli elettroni passano attraverso uno schermo di dieci 3 d-elettroni e quindi rafforzare il legame con il nucleo e comprimere il guscio elettronico dell'atomo. Ridimensionamento 6 p-orbitali di Pb rispetto a 5 R-orbitale Sn per la penetrazione di 6 p-elettroni sotto doppio schermo dieci 5 d-elettroni e quattordici 4 f-elettroni. Ciò spiega anche la non monotonicità nella variazione dell'energia di ionizzazione degli atomi nella serie C-Pb e il suo valore maggiore per Pb rispetto all'atomo Sn (vedi Fig. 1).

d-Elementi

Nello strato esterno di atomi d- gli elementi (tranne ) hanno 1-2 elettroni ( ns-condizione). I restanti elettroni di valenza si trovano in (n-1) d-state, cioè nel livello preesterno.

Una struttura simile dei gusci di elettroni degli atomi determina alcune proprietà generali d-elementi . Pertanto, i loro atomi sono caratterizzati da valori relativamente bassi della prima energia di ionizzazione. Come si può vedere nella Figura 1, la natura della variazione dell'energia di ionizzazione degli atomi nel periodo della serie d-elementi sono più lisci che in una riga S- e p-elementi. Quando ci si sposta da d-gruppo III elemento a d-elemento del gruppo II, i valori dell'energia di ionizzazione cambiano in modo non monotono. Pertanto, nella sezione della curva (Fig. 1), sono visibili due aree, corrispondenti all'energia di ionizzazione degli atomi, in cui 3 d Orbitali uno e due elettroni ciascuno. Riempimento 3 d-gli orbitali di un elettrone terminano in (3d 5 4s 2), che è notato da un certo aumento della stabilità relativa della configurazione 4s 2 a causa della penetrazione di elettroni 4s 2 sotto lo schermo della configurazione 3d 5. Il valore più alto dell'energia di ionizzazione ha (3d 10 4s 2), che è conforme al completamento completo di Z d-sottostrato e stabilizzazione della coppia di elettroni per penetrazione sotto lo schermo 3 d 10 -configurazioni.

In sottogruppi d-elementi, i valori dell'energia di ionizzazione degli atomi generalmente aumentano. Ciò può essere spiegato dall'effetto della penetrazione degli elettroni nel nucleo. Quindi, se tu d-elementi del 4° periodo esterno 4 S-gli elettroni penetrano nello schermo 3 d-elettroni, quindi gli elementi del 6° periodo hanno esterno 6 S-gli elettroni penetrano già sotto il doppio schermo 5 d- e 4 f-elettroni. Per esempio:

22 Ti …3d 2 4s 2	I = 6,82 eV
40 Zr …3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2	I = 6,84 eV
72 Hf… 4d 10 4f 14 5s 2 5p 6 5d 2 6s 2	I = 7,5 eV

Perciò, d-elementi del 6° periodo esterno b S-gli elettroni sono più saldamente legati al nucleo e, quindi, l'energia di ionizzazione degli atomi è maggiore di quella di d-elementi del 4° periodo.

Dimensioni dell'atomo d-gli elementi sono intermedi tra le dimensioni degli atomi S- e p elementi di questo periodo. La variazione dei raggi dei loro atomi nel periodo è più regolare che per S- e p-elementi.

In sottogruppi d-elementi, i raggi degli atomi generalmente aumentano. È importante notare la seguente caratteristica: un aumento dei raggi atomici e ionici nei sottogruppi d-elementi corrisponde principalmente al passaggio dall'elemento del 4° all'elemento del 5° periodo. I corrispondenti raggi atomici d-gli elementi del 5° e 6° periodo di questo sottogruppo sono approssimativamente gli stessi. Ciò è spiegato dal fatto che viene compensato l'aumento dei raggi dovuto all'aumento del numero di strati di elettroni durante il passaggio dal 5° al 6° periodo f- compressione causata dal riempimento di elettroni 4 f-sottostrato y f-elementi del 6° periodo. In questo caso f-viene chiamata compressione lantanide. Con configurazioni elettroniche simili degli strati esterni e approssimativamente le stesse dimensioni di atomi e ioni per d-gli elementi del 5° e 6° periodo di questo sottogruppo sono caratterizzati da una particolare somiglianza di proprietà.

Gli elementi del sottogruppo scandio non obbediscono alle regolarità annotate. Per questo sottogruppo, i modelli caratteristici dei sottogruppi vicini sono tipici. S-elementi.

Diritto periodico: le basi della sistematica chimica

Guarda anche

Appunti

Letteratura

1. Akhmetov N.S. Argomenti di attualità del corso di chimica inorganica. - M.: Illuminismo, 1991. - 224 s - ISBN 5-09-002630-0
2. Korolkov D.V. Fondamenti di chimica inorganica. - M.: Illuminismo, 1982. - 271 p.
3. Mendeleev D. I. Fondamenti di chimica, vol.2. M.: Goshimizdat, 1947. 389 p.
4. Mendeleev DI// Dizionario Enciclopedico di Brockhaus ed Efron: In 86 volumi (82 volumi e 4 aggiuntivi). - San Pietroburgo. , 1890-1907.

Legge periodica di Mendeleev. Scoperta da D. I. Mendeleev mentre lavorava al libro di testo "Fondamenti di chimica" (1868-1871). Fu originariamente sviluppata (1 marzo 1869) la tabella "Esperienza di un sistema di elementi basato sul loro peso atomico e somiglianza chimica" (vedi. Sistema periodico di elementi chimici). Classico La formulazione di periodici di Mendeleev. La legge affermava: "Le proprietà degli elementi, e quindi le proprietà dei corpi semplici e complessi da essi formati, dipendono periodicamente dal loro peso atomico". Phys. La legge periodica è stata corroborata dallo sviluppo del modello nucleare dell'atomo (vedi Fig. Atomo) e sperimentare. prova dei numeri. uguaglianza del numero ordinale dell'elemento nel periodico. al sistema di carica nucleare (Z) del suo atomo (1913). Di conseguenza, il moderno formulazione della legge periodica: le proprietà degli elementi, così come le sostanze semplici e complesse che formano, sono nel periodico. dipendenza dalla carica del nucleo Z. Nell'ambito della teoria quantistica dell'atomo, è stato dimostrato che all'aumentare di Z, la struttura dell'est. gusci elettronici di atomi, che determinano direttamente le specifiche della sostanza chimica. proprietà degli elementi.

La particolarità della legge periodica è che non ha quantità. stuoia. espressioni sotto forma di equazione. Una riflessione visiva della legge periodica è periodica. sistema chimico. elementi. La periodicità dei cambiamenti nelle loro proprietà è anche chiaramente illustrata dalle curve dei cambiamenti in alcuni fisici. grandezze, come i potenziali di ionizzazione. raggi e volumi atomici.

La legge periodica è universale per l'universo, mantenendo la sua forza ovunque esistano le strutture atomiche della materia. Tuttavia, le sue manifestazioni specifiche sono determinate dalle condizioni in cui il dec. proprietà chimiche. elementi. Ad esempio, sulla Terra, la specificità di queste proprietà è dovuta all'abbondanza di ossigeno e dei suoi composti, incl. ossidi, che, in particolare, hanno largamente contribuito all'identificazione della proprietà stessa della periodicità.

La struttura del sistema periodico. Il moderno sistema periodico comprende 109 elementi chimici (ci sono informazioni sulla sintesi nel 1988 di un elemento con Z=110). Di questi, in natura oggetti trovati 89; tutti gli elementi che seguono U, o elementi transuranici (Z = 93 109), così come Tc (Z = 43), Pm (Z = 61) e At (Z = 85) sono stati sintetizzati artificialmente utilizzando decomp. reazioni nucleari. Gli elementi con Z= 106 109 non hanno ancora ricevuto nomi, quindi nelle tabelle non ci sono simboli ad essi corrispondenti; per un elemento con Z = 109, i numeri di massa di max. isotopi di lunga durata.

Nell'intera storia del sistema periodico sono state pubblicate più di 500 diverse versioni della sua immagine. Ciò era dovuto ai tentativi di trovare una soluzione razionale ad alcuni controversi problemi della struttura del sistema periodico (localizzazione di H, gas nobili, lantanidi ed elementi transuranici, ecc.). Naib. diffuso in seguito. forme tabulari dell'espressione del sistema periodico: 1) una breve è stata proposta da Mendeleev (nella sua forma moderna è posta all'inizio del volume su un risguardo colorato); 2) quello lungo fu sviluppato da Mendeleev, migliorato nel 1905 da A. Werner (Fig. 2); 3) scala pubblicata nel 1921 da H. Bohr (Fig. 3). Negli ultimi decenni, le forme corte e lunghe sono state particolarmente ampiamente utilizzate come visive e praticamente convenienti. Tutti elencati. le forme presentano alcuni vantaggi e svantaggi. Tuttavia, è quasi impossibile offrire k.-l. universale una variante dell'immagine del sistema periodico, to-ry rifletterebbe adeguatamente l'intera varietà di St. in chem. elementi e le specificità dei cambiamenti nella loro chimica. comportamento all'aumentare di Z.

Fondamento. il principio di costruzione del sistema periodico è distinguere periodi (righe orizzontali) e gruppi (colonne verticali) di elementi in esso contenuti. Il moderno sistema periodico è composto da 7 periodi (il settimo, non ancora completato, dovrebbe terminare con un elemento ipotetico con Z \u003d 118) e 8 gruppi. un insieme di elementi che iniziano con un metallo alcalino (o idrogeno nel primo periodo) e terminano con un gas nobile. Il numero degli elementi nei periodi aumenta naturalmente e, a partire dal secondo, si ripetono a coppie: 8, 8, 18, 18, 32, 32, ... (un caso particolare è il primo periodo contenente solo due elementi). Il gruppo di elementi non ha una definizione chiara; formalmente, il suo numero corrisponde a max. il valore dello stato di ossidazione dei suoi elementi costitutivi, ma questa condizione non è soddisfatta in un certo numero di casi. Ciascun gruppo è suddiviso in sottogruppi principali (a) e secondari (b); ognuno di essi contiene elementi simili in chimica. St. you, gli atomi to-ryh sono caratterizzati dalla stessa struttura esterna. gusci elettronici. Nella maggior parte dei gruppi, gli elementi dei sottogruppi aeb mostrano una certa chimica. somiglianza, primitivo. in stati di ossidazione superiori.

Il gruppo VIII occupa un posto speciale nella struttura del sistema periodico. Per tutta la durata all'epoca gli furono attribuiti solo gli elementi delle "triadi": Fe-Co-Ni e metalli platino (Ru Rh Pd e Os-Ir-Pt), e tutti i gas nobili furono posti nel loro proprio. gruppo zero; pertanto, il sistema periodico conteneva 9 gruppi. Dopo negli anni '60. Comm. sono stati ricevuti. Xe, Kr e Rn, i gas nobili iniziarono ad essere collocati nel sottogruppo VIIIa e il gruppo zero fu abolito. Gli elementi delle triadi costituivano il sottogruppo VIII6. Tale "disegno strutturale" del gruppo VIII appare ora in quasi tutte le versioni pubblicate dell'espressione del sistema periodico.

Distinguere. La caratteristica del primo periodo è che contiene solo 2 elementi: H e He. Idrogeno dovuto alla specificità delle unità St-in. un elemento che non ha un posto ben definito nella tavola periodica. Il simbolo H è posto o nel sottogruppo Ia, o nel sottogruppo VIIa, o entrambi contemporaneamente, racchiudendo il simbolo tra parentesi in uno dei sottogruppi, o, infine, raffigurandolo decomp. caratteri. Questi modi di organizzare H si basano sul fatto che ha alcune somiglianze formali sia con i metalli alcalini che con gli alogeni.

Riso. 2. Periodico in forma lunga. sistemi chimici. elementi (versione moderna). Riso. 3. Forma a scala periodica. sistemi chimici. elementi (H. Bohr, 1921).

Il secondo periodo (Li-Ne), contenente 8 elementi, inizia con il metallo alcalino Li (unità, stato di ossidazione + 1); è seguito da Be metal (stato di ossidazione + 2). metallico il carattere B (stato di ossidazione +3) è debolmente espresso e C che segue è un tipico non metallo (stato di ossidazione +4). I successivi N, O, F e Ne-non metalli, e solo N ha lo stato di ossidazione più alto + 5 corrispondente al numero del gruppo; O e F sono tra i non metalli più attivi.

Il terzo periodo (Na-Ar) comprende anche 8 elementi, la natura del cambiamento chimico. st-in to-rykh è per molti aspetti simile a quello osservato nel secondo periodo. Tuttavia, Mg e Al sono più "metallici" di resp. Be e B. Gli elementi rimanenti sono Si, P, S, Cl e Ar sono non metalli; mostrano tutti stati di ossidazione uguali al numero del gruppo, ad eccezione di Ar. T. arr., nel secondo e terzo periodo, all'aumentare di Z, si osserva un indebolimento del metallo e un aumento dei non metallici. la natura degli elementi.

Tutti gli elementi dei primi tre periodi appartengono ai sottogruppi a. Secondo moderno terminologia, elementi appartenenti ai sottogruppi Ia e IIa, detti. I-elementi (nella tabella dei colori i loro simboli sono riportati in rosso), ai sottogruppi IIIa-VIIIa-p-elementi (simboli arancioni).

Il quarto periodo (K-Kr) contiene 18 elementi. Dopo metallo alcalino K e alcalino terroso. Ca (s-elementi) segue una serie di 10 cosiddetti. elementi di transizione (Sc-Zn) o d (simboli blu), che sono inclusi nei sottogruppi b. La maggior parte degli elementi di transizione (tutti sono metalli) mostra gli stati di ossidazione più elevati pari al numero del gruppo, esclusa la triade Fe-Co-Ni, dove Fe in determinate condizioni ha uno stato di ossidazione di +6 e Co e Ni sono massimamente trivalente. Gli elementi da Ga a Kr appartengono ai sottogruppi a (elementi p), e la natura del cambiamento nel loro st-in è per molti versi simile al cambiamento in st-in degli elementi del secondo e terzo periodo negli intervalli corrispondenti di valori Z. Per Kr, diversi. Comm. relativamente stabile, in DOS. con F.

Il quinto periodo (Rb-Xe) è costruito in modo simile al quarto; ha anche un inserto di 10 elementi transitori o d (Y-Cd). Caratteristiche delle variazioni degli elementi St-in nel periodo: 1) nella triade Ru-Rh-Pd, il rutenio mostra max, stato di ossidazione 4-8; 2) tutti gli elementi dei sottogruppi a, compreso Xe, presentano gli stati di ossidazione più elevati pari al numero del gruppo; 3) Ho un debole metallico. sv. T. arr., le proprietà degli elementi del quarto e del quinto periodo all'aumentare di Z sono più difficili da modificare rispetto alle proprietà degli elementi del secondo e del terzo periodo, il che è dovuto principalmente alla presenza di elementi d di transizione.

Il sesto periodo (Cs-Rn) contiene 32 elementi. Oltre a dieci elementi d (La, Hf-Hg), comprende una famiglia di 14 elementi f (simboli neri, da Ce a Lu)-lanthanides. Sono molto simili in chimica. St. you (principalmente nello stato di ossidazione +3) e quindi non m. b. posto in diverso gruppi di sistema. Nella forma abbreviata del sistema periodico, tutti i lantanidi sono inclusi nel sottogruppo IIIa (cella La) e la loro totalità è decifrata sotto la tabella. Questa tecnica non è priva di inconvenienti, poiché 14 elementi sembrano essere al di fuori del sistema. Nelle forme lunghe ea scala del sistema periodico, la specificità dei lantanidi si riflette nello sfondo generale della sua struttura. Dott. caratteristiche degli elementi dell'epoca: 1) nella triade Os Ir Pt, solo Os espone max. stato di ossidazione +8; 2) At è più pronunciato rispetto a I metallico. carattere; 3) Rn max. reattivo dai gas nobili, ma la forte radioattività rende difficile studiarne la chimica. sv.

Il settimo periodo, come il sesto, dovrebbe contenere 32 elementi, ma non è ancora completato. Fr e Ra elementi risp. sottogruppi Ia e IIa, Ac analogo degli elementi del sottogruppo III6. Secondo il concetto di attinidi di G. Seaborg (1944), Ac è seguito da una famiglia di 14 elementi f di attinidi (Z = 90 103). Nella forma abbreviata del sistema periodico, questi ultimi sono inclusi nella cella Ac e, come i lantanidi, sono scritti come separati. riga sotto la tabella. Questa tecnica presupponeva la presenza di una certa chimica. somiglianze di elementi di due f-famiglie. Tuttavia, uno studio dettagliato della chimica degli attinidi ha mostrato che mostrano una gamma molto più ampia di stati di ossidazione, tra cui +7 (Np, Pu, Am). Inoltre, gli attinidi pesanti sono caratterizzati dalla stabilizzazione degli stati di ossidazione inferiori (+2 o anche +1 per Md).

Valutazione della chimica. la natura di Ku (Z = 104) e Ns (Z = 105), sintetizzati nel numero di singoli atomi di brevissima vita, ha portato alla conclusione che questi elementi sono rispettivamente analoghi. Hf e Ta, cioè elementi d, e dovrebbero essere collocati nei sottogruppi IV6 e V6. Chimica. l'identificazione di elementi con Z= 106 109 non è stata effettuata, ma si può presumere che appartengano agli elementi transitori del settimo periodo. I calcoli al computer indicano che gli elementi con Z = 113 118 appartengono agli elementi p (sottogruppi IIIa VIIIa).