Mendeļejeva dotais periodiskā likuma formulējums. Ķīmijas pasniedzējs

1. Pierādīt, ka D. I. Mendeļejeva Periodiskais likums, tāpat kā jebkurš cits dabas likums, veic skaidrojošas, vispārinošas un paredzamas funkcijas. Sniedziet piemērus, kas ilustrē šīs citu likumu funkcijas, kas jums zināmi no ķīmijas, fizikas un bioloģijas kursiem.

Mendeļejeva periodiskais likums ir viens no ķīmijas pamatlikumiem. Var apgalvot, ka visa mūsdienu ķīmija ir balstīta uz to. Viņš izskaidro atomu īpašību atkarību no to struktūras, vispārina šo atkarību visiem elementiem, sadalot tos dažādās grupās, kā arī prognozē to īpašības atkarībā no struktūras un struktūras atkarībā no īpašībām.

Ir arī citi likumi, kuriem ir skaidrojošas, vispārinošas un paredzamas funkcijas. Piemēram, enerģijas nezūdamības likums, gaismas laušanas likums, Mendeļa ģenētiskais likums.

2. Nosauc ķīmisko elementu, kura atomā elektroni ir sakārtoti līmeņos pēc skaitļu sērijas: 2, 5. Kāda vienkārša viela veido šo elementu? Kāda ir tā ūdeņraža savienojuma formula un kāds ir tā nosaukums? Kāda formula ir šī elementa augstākajam oksīdam, kāds ir tā raksturs? Pierakstiet reakcijas vienādojumus, kas raksturo šī oksīda īpašības.

3. Berilijs agrāk tika klasificēts kā III grupas elements, un tā relatīvā atommasa tika uzskatīta par 13,5. Kāpēc D. I. Mendeļejevs to pārnesa uz II grupu un koriģēja berilija atommasu no 13,5 uz 9?

Iepriekš elements berilijs kļūdaini tika iedalīts III grupā. Iemesls tam bija nepareiza berilija atommasas noteikšana (9, nevis 9, tā tika uzskatīta par vienādu ar 13,5). D. I. Mendeļejevs ierosināja, ka berilijs ir II grupā, pamatojoties uz elementa ķīmiskajām īpašībām. Berilija īpašības bija ļoti līdzīgas Mg un Ca īpašībām un pilnīgi atšķirīgas no Al īpašībām. Zinot, ka Li un B, blakus elementiem Be, atomu masas ir attiecīgi 7 un 11, D. I. Mendeļejevs ierosināja, ka berilija atomu masa ir 9.

4. Uzrakstiet reakciju vienādojumus starp vienkāršu vielu, ko veido ķīmiskais elements, kura atomā elektroni sadalās pa enerģijas līmeņiem pēc skaitļu virknes: 2, 8, 8, 2, un vienkāršām vielām, kuras veido elementi Nr. 7 un Nr. 8 Periodiskajā sistēmā. Kāds ir ķīmiskās saites veids reakcijas produktos? Kāda ir sākotnējo vienkāršo vielu un to mijiedarbības produktu kristāliskā struktūra?

5. Metāla īpašību nostiprināšanas secībā sakārtojiet šādus elementus: As, Sb, N, P, Bi. Pamatojiet iegūto sēriju, pamatojoties uz šo elementu atomu struktūru.

N, P, As, Sb, Bi - metālisko īpašību nostiprināšana. Grupu metāliskās īpašības ir uzlabotas.

6. Sakārtojiet šādus elementus nemetālisko īpašību nostiprināšanas secībā: Si, Al, P, S, Cl, Mg, Na. Pamatojiet iegūto sēriju, pamatojoties uz šo elementu atomu struktūru.

Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl - nemetālisko īpašību nostiprināšana. Periodiski tiek uzlabotas nemetāliskās īpašības.

7. Sakārtot skābju īpašību pavājināšanās secībā oksīdus, kuru formulas ir: SiO2, P2O5, Al2O3, Na2O, MgO, Cl2O7. Pamatojiet iegūto sēriju. Pierakstiet šiem oksīdiem atbilstošo hidroksīdu formulas. Kā mainās viņu skābais raksturs jūsu piedāvātajā sērijā?

8. Uzrakstiet bora, berilija un litija oksīdu formulas un sakārtojiet tās galveno īpašību augošā secībā. Pierakstiet šiem oksīdiem atbilstošo hidroksīdu formulas. Kāda ir to ķīmiskā būtība?

9. Kas ir izotopi? Kā izotopu atklāšana veicināja Periodiskā likuma veidošanos?

Periodiskā elementu sistēma atspoguļo ķīmisko elementu attiecības. Elementa atomskaitlis ir vienāds ar kodola lādiņu, skaitliski tas ir vienāds ar protonu skaitu. Neitronu skaits, kas atrodas viena elementa kodolos, atšķirībā no protonu skaita, var būt atšķirīgs. Viena un tā paša elementa atomus, kuru kodolos ir atšķirīgs neitronu skaits, sauc par izotopiem.

Katram ķīmiskajam elementam ir vairāki izotopi (dabīgi vai mākslīgi). Ķīmiskā elementa atomu masa ir vienāda ar visu tā dabisko izotopu masu vidējo vērtību, ņemot vērā to pārpilnību.

Līdz ar izotopu atklāšanu elementu izplatīšanai periodiskajā sistēmā sāka izmantot kodolu lādiņus, nevis to atomu masas.

10. Kāpēc D. I. Mendeļejeva Periodiskajā sistēmā elementu atomu kodolu lādiņi mainās monotoni, t.i., katra nākamā elementa kodola lādiņš palielinās par vienu, salīdzinot ar iepriekšējā elementa atoma kodola lādiņu, un periodiski mainās elementu un to veidoto vielu īpašības?

Tas ir saistīts ar faktu, ka elementu un to savienojumu īpašības nav atkarīgas no kopējā elektronu skaita, bet tikai no valences elektroniem, kas atrodas uz pēdējā slāņa. Valences elektronu skaits periodiski mainās, tāpēc periodiski mainās arī elementu īpašības.

11. Dodiet trīs Periodiskā likuma formulējumus, kuros par pamatu ķīmisko elementu sistematizēšanai ņemta relatīvā atommasa, atoma kodola lādiņš un ārējo enerģijas līmeņu uzbūve atoma elektronu apvalkā.

1. Ķīmisko elementu un to veidoto vielu īpašības ir periodiskā atkarībā no elementu relatīvajām atomu masām.
2. Ķīmisko elementu un to veidoto vielu īpašības ir periodiskā atkarībā no elementu atomu kodolu lādiņa.
3. Ķīmisko elementu un to veidoto vielu īpašības ir periodiskā atkarībā no ārējo enerģijas līmeņu struktūras atoma elektronu apvalkā.

1

Makhovs B.F.

Saistībā ar “Neitrāla atoma vibrācijas modeļa” autora izstrādi ar “pasaules ētera” iekļaušanu, kurā jēdzieni “atoma kodola pastāvīgais pozitīvais lādiņš” un “Kulona lauks” kļūst lieki, rodas jautājums par Periodiskā likuma jaunu formulējumu. Šāds formulējums piedāvāts šajā rakstā, kur aplūkota arī Periodiskā likuma matemātiskās izteiksmes problēma. Rakstā autors izmanto savu "Neitrālo atomu simetriskās kvantu periodiskās sistēmas (SC-PSA)" versiju, kas atbilst vibrācijas modelim.

Aizvien vairāk prom no mums 1869. gads - laiks, kad D.I. pirmo reizi formulēja Periodisko likumu. Mendeļejevs (PZM) un viņa izstrādātā elementu periodiskā tabula (PSE-M), kurā elementa atomu svars tika ņemts par galveno sakārtošanas kritēriju, kas toreiz bija vairāk vai mazāk saprotams raksturlielums. Bet pat pats Dmitrijs Ivanovičs teica, ka "mēs nezinām periodiskuma iemeslus". Tajā laikā bija zināmi tikai 63 elementi, un to īpašības (galvenokārt ķīmiskās) bija zināmas maz un ne vienmēr precīzi.

Tomēr elementu sistematizācijas problēma jau ir deklarējusies un prasījusi risinājumu. Mendeļejeva ģeniālā intuīcija ļāva viņam veiksmīgi (toreizējā zināšanu līmenī) tikt galā ar uzdevumu. Viņa formulējums PZM (1971. gada oktobris): "... elementu īpašības un līdz ar to arī vienkāršo un sarežģīto ķermeņu īpašības, ko tie veido, ir periodiski atkarīgi no to atomu svara."

Dmitrijs Ivanovičs visus elementus sakārtoja virknē (Mendeļejeva sērija) atommasas pieauguma secībā, kurā tomēr pieļāva arī novirzes zināmiem elementu pāriem (pamatojoties uz ķīmiskajām īpašībām), t.i. patiesībā pastāv atkarība ne tikai no atomu svara.

Zinātniekiem kļuva skaidrs, ka, pārejot no viena elementa PSE-M uz nākamo, daži elementa raksturlielumi pakāpeniski palielinās par tādu pašu daudzumu. Šī vērtība ir Z sauca par sērijas numuru (galvenokārt ķīmiķi) vai atomskaitli (fiziķi). Izrādījās, ka pats atomsvars noteiktā veidā ir atkarīgs no Z. Tāpēc kā galvenais pasūtīšanas kritērijs tika pieņemts sērijas numurs Z, kas attiecīgi tika iekļauts PZM 2. formulējumā atomsvara vietā.

Gāja laiks, un parādījās jaunas sistematizācijas iespējas. Pirmkārt, tie ir sasniegumi neitrālu atomu līniju optisko spektru (LOS) un raksturīgā rentgena starojuma (XXR) izpētē. Izrādījās, ka katram elementam ir unikāls spektrs un no tiem tika atklāti vairāki jauni elementi. Spektru aprakstīšanai tika piedāvāti kvantu skaitļi, spektrālie termini, V. Pauli izslēgšanas princips, G. Moseleja likums u.c.. Atomu izpēte vainagojās ar pirmo atoma modeļu (MOA) izveidi, pēc D. I. nāves. Mendeļejevs.

Mozeleja likums, kas saistīja raksturīgā rentgena starojuma biežumu ar sērijas numuru Z, sniedza īpaši lielu ieguldījumu zinātnē. Viņš apstiprināja Mendeļejeva sērijas pareizību un ļāva norādīt atlikušo neatklāto elementu numurus. Bet tad, labu nodomu vadīts, iedot sērijas numuru Z fizikālā nozīme, fiziķi 19. gadsimta sākuma zināšanu līmenī (pirmie atoma modeļi) nonāca pie pārsteidzīga secinājuma, ka tas nevar būt nekas cits kā nemainīgs pozitīvs atoma kodola elektriskais lādiņš (elementāro elektrisko lādiņu skaits). - eZ).

Rezultātā zinātnieki nonāca pie secinājuma, ka ir nepieciešams rafinēts 2. PZM formulējums, kurā par galveno sistematizācijas kritēriju tika ņemts elementa atoma kodola pastāvīgais pozitīvais elektriskais lādiņš.

Bet diemžēl 20. gadsimta sākumā pirmie atoma modeļi tika prezentēti pārāk mehāniski (planētu kodola modeļi), un atoma elektrisko neitralitāti kopumā attēloja kodola pozitīvais lādiņš un atbilstošais negatīvo elementārdaļiņu - elektronu skaits, t.i. arī tā laika primitīvo zināšanu līmenī par elektrību. Rezultātā tika izmantots konstanta Kulona elektriskā lauka jēdziens, kas piesaista elektronus, kas rotē ap kodolu utt. Un nedod Dievs, lai elektrons uzkristu uz kodola!

Elektronu viļņu rakstura atklāšana un daudzas problēmas ar pieņemto atoma modeli tie noveda pie pārejas uz "atoma kvantu mehānisko modeli". Kvantu mehānika (QM) ir slavēta kā lielākais 20. gadsimta sasniegums. Taču ar laiku entuziasms mazinājās. Iemesls ir nestabilais pamats, uz kura tiek būvēts CME, pamatojoties uz Šrēdingera vienādojumu, kas " apraksta elektrona kustība. Pirmkārt, nepareiza ir pati pieeja - tā vietā, lai aplūkotu neitrāla atoma līdzsvara kvantu stāvokli kopumā (makrolīmenī, runājot sinerģētikas valodā), CME tiek aplūkota elektrona kustība (t.i. tie strādā pārāk detalizētā mikrolīmenī). Iedomājieties, ka ideālas gāzes gadījumā tā vietā, lai to aplūkotu makro līmenī ar laika nemainīgiem gāzes stāvokļa parametriem (spiedienu, temperatūru, tilpumu), viņi pēkšņi sāktu rakstīt kustības vienādojumus katram no. miljardiem gāzes atomu un molekulu, skaļi vaidē tajā pašā laikā par uzdevuma sarežģītību un mūsdienu datoru nepietiekamo jaudu. Makrolīmenī viss attēls ir viegli un eleganti aprakstīts, izmantojot gāzes stāvokļa parametru savienojuma vienādojumu - Clapeyron-Mendeļejeva vienādojumu. [FES, M, SE, 1984, 288. lpp.]

Kaut kas līdzīgs sarežģītībā piedāvā mums CME tās dibinātāju personā, īpaši attiecībā uz atomiem ar lielu atomu skaitu. Tomēr akadēmiķis Levs Landau (1908-68), kas pats bija viens no CME pīlāriem, jau rakstīja: “Atoms ar vairāk nekā vienu elektronu ir sarežģīta elektronu sistēma, kas mijiedarbojas savā starpā. Šādai sistēmai, stingri ņemot, var aplūkot tikai sistēmas stāvokļus kopumā. Tāda pati ideja atrodama spektroskopijas fiziķa akad. BSSR Zinātņu akadēmija Eljaševičs M.A. (1908-95).

Taču atgriezīsimies pie Periodiskā likuma formulējumu aplūkošanas. Mūsdienīgais (rafinētais 2.) PZM formulējums ir šāds:

"Elementu īpašības ir periodiski saistītas ar to atomu kodolu lādiņu." Kodollādiņš eZ = sistēmas elementa atomu (sērijas) numurs, reizināts ar elementāro elektrisko lādiņu (t.i., Z ir skaitliski vienāds ar elementāro elektrisko lādiņu skaitu).

Kāpēc ir vajadzīgs jauns, 3. PZM formulējums?

1) No 2. formulējuma nav īsti skaidrs, par kādām īpašībām ir runa - ja tās ir ķīmiskas, tad tās nav tieši saistītas ar elementiem (neitrālie atomi). Kad neitrālie atomi mijiedarbojas, to mainīgie EML pārklājas, kā rezultātā tie viens otru iedarbojas zināmā mērā. Lai aprakstītu ķīmisko saiti, papildus jāzina - kas ar ko ir saistīts (vielas sastāvs un struktūra) un kādos specifiskos fizikālajos apstākļos (CFU) utt.

2) Saskaņā ar autora izstrādāto “Vibrācijas modeli” neitrāla atoma kodolam nav ne pastāvīga elektriskā lādiņa, ne tā radīta pastāvīga Kulona lauka (tā vietā pulsējošs kodols, mainīgs elektromagnētiskais lauks - EMF, stāvošais EMW, parametriskā rezonanse, augsts svārstību kvalitātes faktors, izturības atoms). Skatīt FI, 2008, Nr. 3, 25. lpp

3) Tas nozīmē, ka nav skaidras definīcijas ne argumentam, ne funkcijai. Attiecībā uz periodiskās atkarības raksturu arī nav pārliecības. PZM ir bezjēdzīgs, vienlaikus neņemot vērā pašu Periodiskās tabulas tabulu, tāpēc tas bieži vien nav minēts mācību grāmatās savā pašreizējā formulējumā (“apburtais loks”). Tā nav nejaušība, ka mums joprojām nav pilnīgas Periodiskās sistēmas teorijas un PZM matemātiskākā izteiksme.

4) Tagad jūs varat izmantot principiāli jaunas iespējas Periodiskā likuma pareizākai formulēšanai un tā matemātiskās izteiksmes atvasināšanai, kas dot"Neitrāla atoma vibrācijas modelis" (kodola un tā vides savienotās vibrācijas) un "Neitrālo atomu simetriskā kvantu periodiskā sistēma (SC-PSA)", ko izstrādājis un publicējis autors.

5) Saskaņā ar sinerģētisko pieeju atoma līdzsvara kvantu stāvokli kopumā (makroskopiskā pieeja) var aprakstīt ar vairākiem no laika neatkarīgiem parametriem. Autors ir parādījis, ka tie ir stingri individuāla (W. Pauli izslēgšanas princips) 4 kvantu skaitļu kopa, kas raksturīga katram atomam, kas noteikta no tā LOS (nevis no CME vienādojumiem).

Tādas kvantu skaitļu kopa unikāli nosaka elementa vietu (tā koordinātas) autora izstrādātajā SC-PSA.

6) Šādiem parametriem jāatbilst vairākām prasībām:

Reaģējiet uz neitrāla atoma fizisko būtību (saskaņā ar "vibrācijas modeli")

Esiet nepārprotami

Esiet vesels skaitlis (kas izriet no pašas kodola starojuma būtības)

To ir viegli izmērīt (no neitrāla atoma spektriem).

Tādējādi katram atomam zināmo kvantu skaitļu nozīme ir jāprecizē atbilstoši to fiziskajai būtībai.

7) E. Šrēdingera CME vienādojuma vietā autore piedāvā izmantot kvantu skaitļu savienojuma vienādojumus (Mahovas vienādojumus) (autors atrada divus šādus vienādojumus), kas ir PZM matemātiskā izteiksme, kas ir piemērota jaunajam formulējumam. Vairāk par to gaidāmajā grāmatā.

8) Ņemot vērā "neitrāla atoma vibrācijas modeli" un jauno ideju par kodola mainīgo EML, jaunajam periodiskā likuma formulējumam elementārā elektriskā lādiņa vietā ir nepieciešams cits fizikāls lielums. , kas kopā ar kārtas skaitli Z raksturo elektromagnētiskās mijiedarbības intensitāti (pamazām mainās, palielinoties Z) un unikāli nosaka no neitrālo atomu spektra. Un ir tāda vērtība - tā ir smalkās struktūras konstante (α) [FES-763], ko parasti izmanto "periodiskās tabulas augšējās robežas" meklējumos.

Jauna PZM redakcija izskatās šādi:

"Neitrālo atomu īpašības ir periodiski atkarīgas no spriedzes lieluma (aZ) mainīgais elektromagnētiskais lauks (EMF), ko rada to kodoli. Pie tik īsa formulējuma autors nonāca 2006. gada 22. novembrī pēc virknes "garu" formulējumu.

No tā var redzēt, ka elektriskā lādiņa lieluma vietā ( eZ), kas ietver elementāru elektrisko lādiņu, tiek izmantota intensitātes vērtība ( aZ), kas iekļauj α - smalkās struktūras konstante, kas “kvantu elektrodinamikā tiek uzskatīta par dabisku parametru, kas raksturo elektromagnētiskās mijiedarbības “spēku” [FES, 763. lpp.].

Mēs jau runājām par neitrālu atomu īpašībām (par kvantu skaitļiem, to fizisko dabu utt.), bet periodiskās atkarības būtība vēl ir nedaudz jāprecizē. Jau tagad ir priekšnoteikumi kvantu skaitļu savienojuma vienādojumu atvasināšanai - tas ir (n+ l)- noteikumi akadēmiķa V.M. Klečkovskis (1900-72) un (n- l)- dhn likums, prof. D.N. Trifonov, kurus autors izmantoja, lai izveidotu SC-PSA. Paturot prātā mainīgo EML un stāvošo EMW, kas izplatās (katra atoma noteiktā dziļumā), mēs varam teikt, ka šo kvantu skaitļu summa atspoguļo stāvošā EMW kopējo enerģiju, un atšķirība ir izmaiņu dziļums svārstību parametrs. Tas nozīmē, ka SC-PSA jau ir kvantu skaitļu kopas (n+ l)- periods (tie visi ir savienoti pārī un veido diādes), un (n- l)- secīgu atomu grupas - SC-PSA horizontālās rindas (līdz 4 periodā Z ≤ 120 robežās), kas ir sekvences f-, d-, lpp-, s- elementi. Tas ir, vienā kvantu enerģijas līmenī var būt vairāki kvantu stāvokļi. Turpmāka divu vienību stāvošā EMW iezīmju izskatīšana ļauj atvasināt kvantu skaitļu savienojuma vienādojumus (Mahovas vienādojumi).

Piemērs: kopējā stāvošā EMW enerģija E n + l = E n + E l = konst, kur E n un E l - tās daļu elektrisko un magnētisko komponentu vidējās enerģijas vērtības.

Lai noskaidrotu kvantu skaitļu fizisko nozīmi, mēs izmantojam kvantu emitētāja enerģijas formulu (vispārīgā formā) E = Eo (2k + 1), tātad → = 2k

Konkrēti, mums ir paredzēts E n + l= E o (2 + 1) → = n + l , tā ir kvantu skaitļu summa (n+ l) ir stāvoša EMW kopējās enerģijas pieauguma attiecība pret tās sākotnējo vērtību, kas piešķir fizisku nozīmi iepriekšminētajam akadēmiķa V.M. pirmajam noteikumam. Klečkovskis.

Stāvošais EMW ir parametriskās rezonanses materiāls nesējs (ar nemainīgu iekšējo enerģiju enerģija tiek pārnesta no elektriskās uz magnētisko un otrādi ar milzīgu frekvenci). Šajā gadījumā starpība starp EMW E kopējās enerģijas elektrisko un magnētisko komponentu enerģijas vidējām vērtībām n - l = E n - E l - tiek kvantificēts arī parametru izmaiņu apjoms.

E n - l= E o (2 + 1) → = n - l , šī attieksme piešķir D.N.Trifonova likumam fizisku nozīmi un no šejienes likums kļūst skaidrs n - l ≥ 1, jo pretējā gadījumā nav stāvošas EMW (tam nevajadzētu būt raksturīgam ceļojošajam vilnim n = l, un ar to saistītie enerģijas zudumi). Varat ieviest jēdzienu "parametru izmaiņu relatīvā vērtība" : = = λ

Tiek kvantificētas arī stāvošā EMW kopējās enerģijas komponentu vidējās vērtības

E n=Eo(2 n + 1) → = 2n

E l=Eo(2 l + 1) → = 2l

tātad kvantu skaitļi n un l iegūst jaunu fizisku nozīmi kā stāvošas EMW kopējās enerģijas elektrisko un magnētisko enerģiju komponentu kvantu skaitļi ("galvenā kvantu skaitļa" un "orbitālā kvantu skaitļa" vietā).

Stāvošās EMW augstā un nemainīgā frekvence tiek izteikta ar periodiskām funkcijām, attiecībā pret mūsu gadījumu - trigonometriskām. Stāvošās EMW dualitāte ir funkcijas parametriskajā piešķiršanā. Stāvošo EMW kā harmonisku vilni var aprakstīt ar formas sinusoidālajiem vienādojumiem y = A grēks (ω t + φ ),

tad n t = n cosα un lt = l sin α (elipses parametriskā definīcija).

šeit n un l - kvantu skaitļi (bezdimensiju veseli skaitļi), stāvošā EMW elektrisko un magnētisko komponentu relatīvās enerģijas maksimālās amplitūdas rādītāji un n t un lt- mainīgo lielumu pašreizējās vērtības ( stāvošas EMW sastāvdaļas) pašlaik, t.i. daudzums ir arī bezizmēra.*)

0 ≤ |n t| ≤n 0 ≤ |l t | ≤l

Paskaidrosim, ka ir tieši divi atkarības- kosinuss un sinusoīds Pie saskarnes "Kodols-vide" starojuma sākotnējā brīdī pirmajam ir maksimālā amplitūda - uz = n (pretējā gadījumā nav starojuma), un amplitūda ir atšķirīga - uz = 0 (t.i. ir fāzes nobīde). Sākot izplatīties no kodola, viena pastāvīgā EMW sastāvdaļa ģenerē otru un otrādi. Autore vēlas brīdināt, ka nevajadzētu izdarīt pārsteidzīgus secinājumus uz = 0, tad stāvošā EMW kopējās enerģijas magnētiskā sastāvdaļa arī ir vienāda ar nulli. Tas tā nav, pietiek atcerēties kvantu harmoniskā emitētāja formulu.

Šis ir elipses vienādojums + = 1 (kanoniskā formā, kopīgs harmonisko svārstību savienojumam) un ir viens no kvantu skaitļu savienojuma vienādojumiem.

Šī savienojuma vienādojuma fiziskā nozīme kļūst skaidrāka, ja tiek veiktas dažas transformācijas. Lai to izdarītu, mēs izmantojam elipses attēlojumu kā hipotrohoīdus.

Mūsu gadījumā; .

Šis ir 1. kvantu skaitļu attiecību vienādojums (Mahova vienādojums).

Vai arī pietiekami skaidri .

Var redzēt, ka vienādojums atspoguļo stāvošas EMW kopējās enerģijas noturību. Tādējādi iepriekš minētie kvantu skaitļu kopas ( n+l) ir perioda numurs SC-PSA, un ( n - l)- definē periodā iekļauto horizontālo rindu izvietojuma secība - atrada savu vietu komunikācijas vienādojumā, un pats vienādojums labi atspoguļo SC-PSA struktūru.

Esam ieguvuši vēl vienu, 2. savienojuma vienādojumu atlikušajiem diviem kvantu skaitļiem (no komplekta saskaņā ar V. Pauli izslēgšanas principu) - m l unjaunkundze , bet par tiem nevar teikt īsumā un ar kvantu skaitļa "griešanās" fizisko nozīmi jaunkundze vēl jāizdomā - skatīt šeit.

Sākums (sākotnējā elementa sērijas numurs - ZM) no katras M-diādes (SC-PSA periodu pāris) var iegūt, identiski pārveidojot formulu ar V.M. Klečkovskim par numuru Zl elements, pie kura pirmo reizi parādās elements ar datiem vērtību lmax

ZM = Zl -1 = = ,

tad plkstlmax = 0; 1; 2; 3; 4... mums ir ZM= 0; 4; 20; 56; 120..., t.i. tie ir tā sauktie tetraedriskie skaitļi, kas ir netieši saistīts ar dažiem minimālajiem sākotnējiem kvantu enerģijas līmeņiem diādei (tetraedram starp visiem telpiskajiem ķermeņiem ir minimālais virsmas laukums ar fiksētu tilpumu).

Sīkāk par šo tēmu un minētajiem diviem kvantu skaitļu savienojuma vienādojumiem autore plāno ziņot publikācijai gatavojamajos rakstos.

Autors, protams, nepretendē uz šo darbu izveidot pilnīgu teoriju par neitrālu atomu periodisko sistēmu un tās matemātisko izteiksmi, taču viņš uzskata to par nepieciešamu un svarīgu posmu šajā ceļā un, cik vien spēj, dos savu ieguldījumu. lai turpinātu progresu.

BIBLIOGRĀFIJA:

1. Klečkovskis V.M. "Atomu elektronu sadalījums un secīgais piepildīšanas noteikums (n+ l)- grupa”, M., Atomizdat, 1968.g
2. Klečkovskis V.M. "Dažu D.I. periodiskās sistēmas teorētisko problēmu izstrāde. Mendeļejevs" (ziņojums X Mendeļejeva kongresa simpozijā). M., Nauka, 1971, 54.-67.lpp.
3. Trifonovs D.N. "Periodiskās sistēmas struktūra un robežas", Maskava, Atomizdat, 1976, 271 lpp.
4. Makhov B.F., grāmata "Simetriskā kvantu periodiskā elementu sistēma" (SK-PSE), Maskava, 1997. gads - ISBN 5-86700-027-3
5. Makhov B.F., Raksts "Simetriskā kvantu periodiskā elementu (neitrālo atomu) sistēma - SC-PSA (jeb New Periodization of the Periodical System", žurnālā RAE "Fundamental Research", 2007, Nr. 9, 30.-36. lpp. - ISSN 1812-7339
6. Makhov B.F., Ziņojums "Pārošanas izpausme neitrālu atomu periodiskajā sistēmā (SC-PSA)", Proceedings of the V-Int. konference "Binioloģija, simetrioloģija un sinerģētika dabaszinātnēs", sept. 2007, Tjumeņa, Tsogu, sadaļa "Fizika un ķīmija", 59.-65. lpp. ISBN 978-5-88465-835-4
7. Makhovs B.F., raksts "Pasaules raidījums" D.I. Mendeļejevs un viņa vieta periodiskajā sistēmā”, RANH žurnālā “Fundamentālie pētījumi”, 2008, 3. lpp. 25.-28
8. Makhov B.F., Raksts "Metālu fizikālā būtība atoma vibrācijas modeļa gaismā", Krievijas Dabaszinātņu akadēmijas žurnālā "Fundamentālie pētījumi", 2008, Nr. 3, lpp. 29-37
9. Landau L.D., Lifshits E.M. "Kvantu mehānika. Nerelativistiskā teorija”, Maskava: Nauka, 1974 (3. izd.). 293. lpp. un 1989. gads (4. izdevums). 302. lpp
10. Makhov BF, grāmata "Par neitrālā atoma modeli un izejas no krīzes atomfizikā" (sagatavota publicēšanai).
11. Makhov B.F., grāmata "Trīsdimensiju SC-PSA" (sagatavota publicēšanai).
12. Bronšteins I.N., Semendjajevs K.A., Matemātikas rokasgrāmata inženieriem un augstskolu studentiem. Maskava: Nauka, galvenais redaktors. FML, 1986 (13e, kor.), 127. lpp
13. Raksts "Smalkās struktūras konstante", Fiziskā enciklopēdiskā vārdnīca - FES, 763. lpp

Bibliogrāfiskā saite

Makhovs B.F. PERIODISKAIS LIKUMS D.I. MENDEĻEJVS - LIKUMA JAUNA FORMULUMS UN MATEMĀTISKĀ IZTEIKSME // Mūsdienu dabaszinātņu panākumi. - 2008. - Nr.9. - P. 24-29;
URL: http://natural-sciences.ru/ru/article/view?id=10547 (piekļuves datums: 17.12.2019.). Jūsu uzmanībai piedāvājam izdevniecības "Dabas vēstures akadēmija" izdotos žurnālus

Periodiskais ķīmisko elementu likums- dabas pamatlikums, kas atspoguļo ķīmisko elementu īpašību periodiskas izmaiņas, palielinoties to atomu kodolu lādiņiem. Atvērts 1. martā (pēc vecā stila 17. februārī) 1869 D.I. Mendeļejevs. Šajā dienā viņš sastādīja tabulu ar nosaukumu "Elementu sistēmas pieredze, pamatojoties uz to atomu svaru un ķīmisko līdzību". Periodiskā likuma galīgo formulējumu Mendeļejevs sniedza 1871. gada jūlijā. Tas skanēja:

"Elementu īpašības un līdz ar to arī vienkāršo un sarežģīto ķermeņu īpašības, ko tie veido, ir periodiski atkarīgi no to atomu svara."

Mendeļejeva formulētais periodiskais likums zinātnē pastāvēja vairāk nekā 40 gadus. Tas tika pārskatīts, pateicoties izcilajiem fizikas sasniegumiem, galvenokārt atoma kodolmodeļa izstrādei (sk. Atoms). Izrādījās, ka atoma kodola lādiņš (Z) ir skaitliski vienāds ar atbilstošā elementa kārtas numuru periodiskajā sistēmā, un elektronu čaulu un atomu apakščaulu piepildīšanās atkarībā no Z notiek tādā veidā. ka līdzīgas atomu elektroniskās konfigurācijas periodiski atkārtojas (sk. Periodiskā ķīmisko elementu sistēma). Tāpēc mūsdienu periodiskā likuma formulējums ir šāds: elementu, vienkāršu vielu un to savienojumu īpašības ir periodiskā atkarībā no atomu kodolu lādiņiem.
Atšķirībā no citiem dabas pamatlikumiem, piemēram, universālās gravitācijas likuma vai masas un enerģijas ekvivalences likuma, periodisko likumu nevar uzrakstīt nekāda vispārīga vienādojuma vai formulas veidā. Tās vizuālais atspoguļojums ir elementu periodiskā tabula. Tomēr gan pats Mendeļejevs, gan citi zinātnieki mēģināja atrast ķīmisko elementu periodiskā likuma matemātiskais vienādojums. Šie mēģinājumi vainagojās panākumiem tikai pēc atoma uzbūves teorijas izstrādes. Bet tie attiecas tikai uz kvantitatīvās atkarības noteikšanu elektronu sadalījuma secībai čaulās un apakščaulās no atomu kodolu lādiņiem.
Tātad, atrisinot Šrēdingera vienādojumu, var aprēķināt, kā elektroni sadalās atomos ar dažādām Z vērtībām.Un tāpēc kvantu mehānikas pamatvienādojums it kā ir viena no periodiskā likuma kvantitatīvajām izteiksmēm.
Vai, piemēram, cits vienādojums: Z„, = „+,Z - - (21 + 1)2 - >n,(2t + 1) +
1
+ t „kur „+, Z = - (n + 1+ 1)" +
+(+1+ 1. 2k(n+O 1
2 2 6
Neskatoties uz tā apjomību, tas nav tik grūti. Burti i, 1, m un m nav nekas cits kā galvenie, orbitālie, magnētiskie un griešanās kvantu skaitļi (sk. Atoms). Vienādojums ļauj aprēķināt, pie kādas Z vērtības (elementa kārtas numurs) atomā parādās elektrons, kura stāvokli raksturo dota četru kvantu skaitļu kombinācija. Aizvietojot šajā vienādojumā iespējamās u, 1, t un t kombinācijas, mēs iegūstam dažādu Z vērtību kopu. Ja šīs vērtības ir sakārtotas naturālo skaitļu 1, 2, 3, 4 secībā, 5, ..., tad tā Savukārt tiek iegūta skaidra shēma atomu elektronisko konfigurāciju konstruēšanai, palielinoties Z. Tādējādi šis vienādojums ir arī sava veida periodiskā likuma kvantitatīvā izteiksme. Mēģiniet pats atrisināt šo vienādojumu visiem periodiskās sistēmas elementiem (no raksta Atoms uzzināsiet, kā vērtības un un 1; m un m ir saistītas viena ar otru).

Periodiskais likums ir universāls likums visam Visumam. Tas ir spēkā visur, kur pastāv atomi. Bet ne tikai atomu elektroniskās struktūras periodiski mainās. Atomu kodolu struktūra un īpašības arī pakļaujas savdabīgam periodiskam likumam. Kodolos, kas sastāv no neitroniem un protoniem, ir neitronu un protonu apvalki, kuru pildījumam ir periodisks raksturs. Ir pat mēģinājumi izveidot periodisku atomu kodolu sistēmu.

: kā tēlaini atzīmēja slavenais krievu ķīmiķis N. D. Zelinskis, Periodiskais likums bija "visu Visuma atomu savstarpējās saiknes atklāšana".

Stāsts

Ķīmisko elementu dabiskās klasifikācijas un sistematizācijas pamatu meklējumi sākās ilgi pirms Periodiskā likuma atklāšanas. Grūtības, ar kurām saskārās dabaszinātnieki, kuri bija pirmie šajā jomā, radīja eksperimentālo datu trūkums: 19. gadsimta sākumā zināmo ķīmisko elementu skaits bija neliels, un atomu pieņemtās vērtības. daudzu elementu masas ir nepareizas.

Dēbereinera triādes un pirmās elementu sistēmas

XIX gadsimta 60. gadu sākumā uzreiz parādījās vairāki darbi, kas bija tieši pirms Periodiskā likuma.

Šankurtuā spirāle

Ņūlendu oktāvas

Newlands Table (1866)

Neilgi pēc de Šankurtuā spirāles angļu zinātnieks Džons Ņūlends mēģināja salīdzināt elementu ķīmiskās īpašības ar to atomu masām. Sakārtojot elementus augošā secībā pēc to atomu masas, Ņūlends pamanīja, ka katram astotajam elementam ir īpašību līdzība. Ņūlends atrasto modeli nosauca par oktāvu likumu pēc analoģijas ar mūzikas skalas septiņiem intervāliem. Savā tabulā viņš ķīmiskos elementus sakārtoja vertikālās grupās pa septiņiem elementiem katrā, un tajā pašā laikā konstatēja, ka (nelielas izmaiņas dažu elementu secībā) elementi, kas ir līdzīgi ķīmiskajām īpašībām, parādās uz vienas horizontālas līnijas.

Džons Ņūlends, protams, bija pirmais, kurš deva virkni elementu, kas sakārtoti augošā atomu masu secībā, piešķīra ķīmiskajiem elementiem atbilstošo sērijas numuru un pamanīja sistemātisku saistību starp šo secību un elementu fizikāli ķīmiskajām īpašībām. Viņš rakstīja, ka šādā secībā atkārtojas to elementu īpašības, kuru ekvivalentie svari (masas) atšķiras par 7 vienībām vai ar vērtību, kas ir 7 reizinājums, t.i., it kā astotais elements secībā atkārto īpašības. no pirmās, tāpat kā mūzikā vispirms atkārtojas astotā nots. Ņūlends mēģināja šai atkarībai, kas patiesībā notiek gaismas elementiem, piešķirt universālu raksturu. Viņa tabulā līdzīgi elementi bija sakārtoti horizontālās rindās, bet elementi ar pilnīgi atšķirīgām īpašībām bieži izrādījās vienā rindā. Turklāt Newlands bija spiests ievietot divus elementus dažās šūnās; visbeidzot, galdā nebija tukšu vietu; rezultātā oktāvu likums tika pieņemts ārkārtīgi skeptiski.

Odling un Meyer galdi

Periodiskā likuma izpausmes saistībā ar elektronu afinitātes enerģiju

Atomu elektronu afinitātes enerģiju periodiskums ir dabiski izskaidrojams ar tiem pašiem faktoriem, kas jau tika atzīmēti diskusijā par jonizācijas potenciāliem (sk. elektronu afinitātes enerģijas definīciju).

ir visaugstākā afinitāte pret elektroniem lpp-VII grupas elementi. Zemākā elektronu afinitāte atomiem ar konfigurāciju s² ( , , ) un s²p 6 ( , ) vai ar puspiepildītiem lpp-orbitāles ( , , ):

Periodiskā likuma izpausmes saistībā ar elektronegativitāti

Stingri sakot, elementam nevar piešķirt pastāvīgu elektronegativitāti. Atoma elektronegativitāte ir atkarīga no daudziem faktoriem, jo ​​īpaši no atoma valences stāvokļa, formālā oksidācijas stāvokļa, koordinācijas skaitļa, ligandu rakstura, kas veido atoma vidi molekulārajā sistēmā un no daži citi. Pēdējā laikā elektronegativitātes raksturošanai arvien vairāk izmanto tā saukto orbitālo elektronegativitāti, kas ir atkarīga no saites veidošanā iesaistītās atomu orbitāles veida un tās elektronu populācijas, t.i., vai atoma orbitāli aizņem nedalīts elektronu pāris. , kuru atsevišķi apdzīvo nepāra elektrons, vai tas ir brīvs. Bet, neskatoties uz zināmajām grūtībām elektronegativitātes interpretācijā un noteikšanā, tas vienmēr ir nepieciešams, lai kvalitatīvi aprakstītu un prognozētu molekulārās sistēmas saišu raksturu, ieskaitot saites enerģiju, elektronisko lādiņu sadalījumu un joniskuma pakāpi, spēka konstanti. utt.

Atomu elektronegativitātes periodiskums ir svarīga periodiskā likuma sastāvdaļa, un to var viegli izskaidrot, pamatojoties uz nemainīgu, lai arī ne pilnīgi nepārprotamu elektronegativitātes vērtību atkarību no atbilstošajām jonizācijas enerģiju un elektronu afinitātes vērtībām.

Periodos ir vispārēja tendence palielināt elektronegativitāti, bet apakšgrupās - tās kritumu. Vismazākā elektronegativitāte ir I grupas s-elementos, lielākā ir VII grupas p-elementos.

Periodiskā likuma izpausmes saistībā ar atomu un jonu rādiusiem

Rīsi. 4 Atomu orbitālo rādiusu atkarība no elementa atomu skaita.

Atomu un jonu lieluma izmaiņu periodiskais raksturs ir zināms jau sen. Grūtības šeit ir tādas, ka elektroniskās kustības viļņu rakstura dēļ atomiem nav stingri noteikti izmēri. Tā kā izolēto atomu absolūto izmēru (rādiusu) tieša noteikšana nav iespējama, šajā gadījumā bieži tiek izmantotas to empīriskās vērtības. Tos iegūst no izmērītajiem starpkodolu attālumiem kristālos un brīvās molekulās, sadalot katru starpkodolu attālumu divās daļās un pielīdzinot vienu no tiem pirmā (no diviem, kas savienoti ar atbilstošu ķīmisko saiti) atoma rādiusam, bet otru - rādiusam. no otrā atoma. Šajā iedalījumā tiek ņemti vērā dažādi faktori, tostarp ķīmiskās saites raksturs, divu saistīto atomu oksidācijas pakāpes, katra no tiem koordinācijas raksturs utt. Tādā veidā tiek iegūts tā sauktais metāliskais, kovalentais, jonu un van der Vālsa rādiuss. Van der Vālsa rādiusi jāuzskata par nesaistīto atomu rādiusiem; tie ir atrodami starp kodolu attālumiem cietās vai šķidrās vielās, kur atomi atrodas tiešā tuvumā viens otram (piemēram, atomi cietā argonā vai atomi no divām blakus esošām N 2 molekulām cietā slāpeklī), bet nav savienoti ar kādu ķīmisku vielu. obligācija .

Bet, acīmredzot, vislabākais izolēta atoma efektīvā lieluma apraksts ir tā ārējo elektronu lādiņa blīvuma galvenā maksimuma teorētiski aprēķinātā pozīcija (attālums no kodola). Tas ir tā sauktais atoma orbitālais rādiuss. Orbitālo atomu rādiusu vērtību izmaiņu periodiskums atkarībā no elementa atomu skaita izpaužas diezgan skaidri (sk. 4. att.), un galvenie punkti šeit ir ļoti izteikti maksimumi, kas atbilst sārmu metālam. atomi, un tie paši minimumi, kas atbilst cēlgāzēm. Orbitālo atomu rādiusu vērtību samazināšanās, pārejot no sārmu metāla uz atbilstošo (tuvāko) cēlgāzi, ir, izņemot sēriju -, nemonotonisks raksturs, īpaši, ja pārejas elementu (metālu) saimes un starp sārmu metālu un cēlgāzi parādās lantanīdi vai aktinīdi. Lielos periodos ģimenēs d- un f- elementiem, tiek novērots mazāk straujš rādiusu samazinājums, jo orbitāļu piepildīšanās ar elektroniem notiek iepriekšējā ārējā slānī. Elementu apakšgrupās viena veida atomu un jonu rādiusi parasti palielinās.

Periodiskā likuma izpausmes saistībā ar atomizācijas enerģiju

Jāuzsver, ka elementa oksidācijas pakāpe, būdama formāla īpašība, nedod priekšstatu ne par šī elementa atomu efektīvo lādiņu savienojumā, ne par atomu valenci, lai gan oksidācijas pakāpe ir bieži sauc par formālo valenci. Daudzi elementi spēj uzrādīt nevis vienu, bet vairākus dažādus oksidācijas stāvokļus. Piemēram, hloram ir zināmi visi oksidācijas stāvokļi no -1 līdz +7, lai gan pat tie ir ļoti nestabili, bet mangānam - no +2 līdz +7. Oksidācijas pakāpes augstākās vērtības periodiski mainās atkarībā no elementa atomu skaita, taču šī periodiskums ir sarežģīts. Vienkāršākajā gadījumā virknē elementu no sārmu metāla līdz cēlgāzei augstākais oksidācijas līmenis palielinās no +1 (F) līdz +8 (O 4). Citos gadījumos augstākā cēlgāzes oksidācijas pakāpe ir mazāka (+4 F 4) nekā iepriekšējam halogēnam (+7 O 4 −). Tāpēc augstākā oksidācijas pakāpes periodiskās atkarības līknē no elementa sērijas numura maksimumi nokrīt vai nu uz cēlgāzi, vai uz halogēnu, kas ir pirms tās (minimumi vienmēr ir uz sārmu metālu). Izņēmums ir - sērija, kurā ne halogēnam (), ne cēlgāzei () vispār nav augsts oksidācijas pakāpes, un sērijas vidējam loceklim, slāpeklim, ir visaugstākā augstākā oksidācijas pakāpes vērtība; tāpēc sērijā - augstākās oksidācijas pakāpes izmaiņas izrādās iet caur maksimumu. Kopumā augstākās oksidācijas pakāpes palielināšanās elementu sērijā no sārmu metāla uz halogēnu vai cēlgāzi nekādā ziņā nav monotona, galvenokārt tāpēc, ka pārejas metāli izpaužas augstā oksidācijas pakāpē. Piemēram, sērijas augstākās oksidācijas pakāpes palielināšanos - no +1 līdz +8 "sarežģī" tas, ka molibdēnam, tehnēcijam un rutēnijam ir tādi augsti oksidācijas pakāpes kā +6 (O 3), +7 (2). O 7), + 8(O4).

Periodiskā likuma izpausmes saistībā ar oksidācijas potenciālu

Viena no ļoti svarīgajām vienkāršas vielas īpašībām ir tās oksidācijas potenciāls, kas atspoguļo vienkāršas vielas pamata spēju mijiedarboties ar ūdens šķīdumiem, kā arī tās redoksīpašības. Arī vienkāršu vielu oksidācijas potenciālu izmaiņas atkarībā no elementa atomu skaita ir periodiskas. Bet jāpatur prātā, ka vienkāršas vielas oksidācijas potenciālu ietekmē dažādi faktori, kas dažkārt jāņem vērā atsevišķi. Tāpēc oksidācijas potenciālu izmaiņu periodiskums ir jāinterpretē ļoti rūpīgi.

/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

Vienkāršu vielu oksidācijas potenciālu izmaiņās var atrast dažas noteiktas secības. Jo īpaši metālu sērijā, pārejot no sārma uz elementiem, kas tam seko, oksidācijas potenciāls samazinās ( + (aq) utt. - hidratēts katjons):

Tas ir viegli izskaidrojams ar atomu jonizācijas enerģijas palielināšanos, palielinoties noņemto valences elektronu skaitam. Tāpēc uz vienkāršu vielu oksidācijas potenciālu atkarības līknes no elementa atomu skaita ir maksimumi, kas atbilst sārmu metāliem. Bet tas nav vienīgais iemesls vienkāršu vielu oksidācijas potenciāla izmaiņām.

Iekšējā un sekundārā periodiskums

s- un R- elementi

Vispārējās tendences izmaiņu raksturā atomu jonizācijas enerģijas vērtībās, atomu afinitātes enerģijā pret elektronu, elektronegativitāti, atomu un jonu rādiusu, vienkāršu vielu atomizācijas enerģiju, oksidācijas pakāpi, un iepriekš aplūkoti vienkāršu vielu oksidācijas potenciāli no elementa atomu skaita. Padziļināti pētot šīs tendences, var konstatēt, ka elementu īpašību izmaiņu modeļi periodos un grupās ir daudz sarežģītāki. Elementu īpašību izmaiņu raksturā laika posmā izpaužas iekšējais periodiskums, bet grupai - sekundārā periodiskums (atklāja E. V. Bīrons 1915. gadā).

Tātad, pārejot no I grupas s elementa uz R-VIII grupas elementam uz atomu jonizācijas enerģijas līknes un to rādiusu izmaiņu līknes ir iekšējie maksimumi un minimumi (sk. 1., 2., 4. att.).

Tas liecina par šo īpašību izmaiņu iekšējo periodisko raksturu laika posmā. Iepriekš minētās likumsakarības var izskaidrot ar kodola skrīninga jēdziena palīdzību.

Kodola ekranēšanas efekts ir saistīts ar iekšējo slāņu elektroniem, kas, aizsargājot kodolu, vājina ārējā elektrona pievilcību tam. Tātad, pārejot no berilija 4 uz boru 5, neskatoties uz kodollādiņa pieaugumu, atomu jonizācijas enerģija samazinās:

Rīsi. 5 Pēdējo līmeņu struktūra berilija, 9,32 eV (pa kreisi) un bora, 8,29 eV (pa labi)

Tas ir tāpēc, ka pievilcība kodolam 2p-bora atoma elektrons ir novājināts skrīninga darbības dēļ 2s- elektroni.

Ir skaidrs, ka kodola ekranējums palielinās, palielinoties iekšējo elektronu slāņu skaitam. Tāpēc apakšgrupās s- un R-elementi, ir tendence uz atomu jonizācijas enerģijas samazināšanos (skat. 1. att.).

Jonizācijas enerģijas samazināšanās no slāpekļa 7 N līdz skābeklim 8 O (sk. 1. att.) ir izskaidrojama ar divu vienas orbitāles elektronu savstarpēju atgrūšanos:

Rīsi. 6 Slāpekļa, 14,53 eV (pa kreisi) un skābekļa, 13,62 eV (pa labi) struktūras diagramma

Vienas orbitāles elektronu skrīninga un savstarpējās atgrūšanas efekts izskaidro arī atomu rādiusu perioda izmaiņu iekšējo periodisko raksturu (sk. 4. att.).

Rīsi. 7 Ārējo p-orbitāļu atomu rādiusu sekundārā periodiskā atkarība no atomu skaita

Rīsi. 8 Atomu pirmās jonizācijas enerģijas sekundārā periodiskā atkarība no atomskaitļa

Rīsi. 9 Elektronu blīvuma radiālais sadalījums nātrija atomā

Īpašuma izmaiņu būtībā s- un R-elementi apakšgrupās, skaidri novērojams sekundārais periodiskums (7. att.). Lai to izskaidrotu, tiek izmantota ideja par elektronu iekļūšanu kodolā. Kā parādīts 9. attēlā, elektrons jebkurā orbitālē noteiktu laiku atrodas reģionā, kas atrodas tuvu kodolam. Citiem vārdiem sakot, ārējie elektroni caur iekšējo elektronu slāņiem iekļūst kodolā. Kā redzams 9. attēlā, ārējā 3 s- nātrija atoma elektronam ir ļoti liela varbūtība atrasties kodola tuvumā iekšējā apgabalā. Uz- un L- elektroniskie slāņi.

Elektronu blīvuma (elektronu iespiešanās pakāpe) koncentrācija ar vienādu galveno kvantu skaitli ir visaugstākā s-elektronu, mazāk - par R-elektronu, vēl mazāk - par d-elektrons utt. Piemēram, ja n = 3, iespiešanās pakāpe samazinās secībā 3 s>3lpp>3d(skat. 10. att.).

Rīsi. 10 Radiālais sadalījums elektrona atrašanas varbūtībai (elektronu blīvums) attālumā r no kodola

Ir skaidrs, ka iespiešanās efekts palielina saites stiprumu starp ārējiem elektroniem un kodolu. Dziļākas iespiešanās dēļ s-elektroni pasargā kodolu lielākā mērā nekā R-elektroni, un pēdējie ir stiprāki par d- elektroni utt.

Izmantojot ideju par elektronu iekļūšanu kodolā, aplūkosim oglekļa apakšgrupas elementu atomu rādiusa izmaiņu raksturu. Sērijā - - - - ir vispārēja tendence palielināt atoma rādiusu (sk. 4., 7. att.). Tomēr šis pieaugums nav monotons. Dodoties no Si uz Ge, ārējā R- elektroni iziet cauri desmit 3 ekrānam d-elektronus un tādējādi stiprina saikni ar kodolu un saspiež atoma elektronu apvalku. Samazinājums 6 lpp-Pb orbitāles salīdzinājumā ar 5 R-orbitālais Sn 6 iespiešanās dēļ lpp-elektroni zem dubultekrāna desmit 5 d-elektroni un četrpadsmit 4 f- elektroni. Tas arī izskaidro C-Pb sērijas atomu jonizācijas enerģijas izmaiņu nemonotonitāti un tās lielāku vērtību Pb salīdzinājumā ar Sn atomu (sk. 1. att.).

d-Elementi

Ārējā atomu slānī d-elementos (izņemot ) ir 1-2 elektroni ( ns-stāvoklis). Atlikušie valences elektroni atrodas (n-1) d-stāvoklis, t.i., preārējā slānī.

Līdzīga atomu elektronu apvalku struktūra nosaka dažas vispārīgas īpašības d- elementi. Tādējādi to atomiem ir raksturīgas salīdzinoši zemas pirmās jonizācijas enerģijas vērtības. Kā redzams 1. attēlā, atomu jonizācijas enerģijas izmaiņu raksturs sērijas periodā d-elementi ir gludāki nekā pēc kārtas s- un lpp- elementi. Pārceļoties no d-grupas III elements uz d-II grupas elements, jonizācijas enerģijas vērtības mainās nemonotoni. Tādējādi līknes griezumā (1. att.) ir redzami divi, atomu jonizācijas enerģijai atbilstoši apgabali, kuros 3 d Orbitāles katrs pa vienam un diviem elektroniem. Pildījums 3 d-orbitāles ar vienu elektronu beidzas pie (3d 5 4s 2), kas tiek atzīmēts ar zināmu 4s 2 konfigurācijas relatīvās stabilitātes pieaugumu sakarā ar 4s 2 elektronu iespiešanos zem 3d 5 konfigurācijas ekrāna. Augstākā jonizācijas enerģijas vērtība ir (3d 10 4s 2), kas atbilst Z pilnīgai pabeigšanai. d-apakšslānis un elektronu pāra stabilizācija sakarā ar iespiešanos zem ekrāna 3 d 10 - konfigurācijas.

Apakšgrupās d-elementi, atomu jonizācijas enerģijas vērtības parasti palielinās. To var izskaidrot ar elektronu iespiešanās ietekmi uz kodolu. Tātad, ja u d-4. perioda elementi ārējie 4 s- elektroni iekļūst ekrānā 3 d-elektroni, tad 6. perioda elementiem ir ārējie 6 s-elektroni iekļūst jau zem dubultā ekrāna 5 d- un 4 f- elektroni. Piemēram:

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

Tāpēc d-6. perioda ārējie elementi b s- elektroni ir ciešāk saistīti ar kodolu, un tāpēc atomu jonizācijas enerģija ir lielāka nekā d-4. perioda elementi.

Atomu izmēri d-elementi ir starpposma starp atomu izmēriem s- un lppšī perioda elementi. To atomu rādiusu izmaiņas laika posmā ir vienmērīgākas nekā s- un lpp- elementi.

Apakšgrupās d-elementi, atomu rādiusi parasti palielinās. Ir svarīgi atzīmēt šādu pazīmi: atomu un jonu rādiusu palielināšanās apakšgrupās d-elements galvenokārt atbilst pārejai no 4. elementa uz 5. perioda elementu. Atbilstošie atomu rādiusi d-šīs apakšgrupas 5. un 6. perioda elementi ir aptuveni vienādi. Tas izskaidrojams ar to, ka tiek kompensēts rādiusu pieaugums elektronu slāņu skaita pieauguma dēļ pārejā no 5. uz 6. periodu. f- kompresija, ko izraisa piepildīšana ar elektroniem 4 f-apakšslānis y f-6. perioda elementi. Šajā gadījumā f-kompresiju sauc lantanīds. Ar līdzīgām ārējo slāņu elektroniskām konfigurācijām un aptuveni vienādiem atomu un jonu izmēriem d-šīs apakšgrupas 5. un 6. perioda elementus raksturo īpaša īpašību līdzība.

Skandija apakšgrupas elementi nepakļaujas atzīmētajām likumsakarībām. Šai apakšgrupai ir raksturīgi blakus esošajām apakšgrupām raksturīgie modeļi. s- elementi.

Periodiskais likums - ķīmiskās sistemātikas pamats

Skatīt arī

Piezīmes

Literatūra

1. Akhmetovs N. S. Neorganiskās ķīmijas kursa aktualitātes. - M.: Apgaismība, 1991. - 224 s - ISBN 5-09-002630-0
2. Koroļkovs D.V. Neorganiskās ķīmijas pamati. - M.: Apgaismība, 1982. - 271 lpp.
3. Mendeļejevs D.I.Ķīmijas pamati, 2. sēj. M.: Goshimizdat, 1947. 389 lpp.
4. Mendeļejevs D.I.// Brokhausa un Efrona enciklopēdiskā vārdnīca: 86 sējumos (82 sējumi un 4 papildu sējumi). - Sanktpēterburga. , 1890-1907.

Mendeļejeva periodiskais likums. Atklāja D. I. Mendeļejevs, strādājot pie mācību grāmatas "Ķīmijas pamati" (1868-1871). Sākotnēji tika izstrādāta tabula (1869. gada 1. marts) "Elementu sistēmas pieredze, pamatojoties uz to atomu svaru un ķīmisko līdzību" (sk. Periodiskā ķīmisko elementu sistēma). Klasika Mendeļejeva periodikas formulējums. Likumā teikts: "Elementu īpašības un līdz ar to arī to veidoto vienkāršo un sarežģīto ķermeņu īpašības ir periodiski atkarīgas no to atomu svara." Fizik. Periodiskais likums tika pamatots ar atoma kodolmodeļa attīstību (sk. Atom) un eksperimentēt. skaitļu pierādījums. elementa kārtas skaitļa vienādība periodiskā. uz sava atoma kodollādiņu sistēmu (Z) (1913). Rezultātā modernais Periodiskā likuma formulējums: elementu īpašības, kā arī to veidotās vienkāršās un sarežģītās vielas ir periodiskā. atkarība no kodola lādiņa Z. Atoma kvantu teorijas ietvaros tika parādīts, ka, palielinoties Z, ekst. atomu elektronu apvalki, kas tieši nosaka ķīmiskās vielas specifiku. elementu īpašības.

Periodiskā likuma īpatnība ir tāda, ka tam nav lielumu. paklājs. izteiksmes vienādojuma formā. Periodiskā likuma vizuāls atspoguļojums ir periodisks. ķīmiskā sistēma. elementi. To īpašību izmaiņu periodiskumu skaidri parāda arī dažu fizikālu izmaiņu līknes. daudzumi, piemēram, jonizācijas potenciāls. atomu rādiusi un tilpumi.

Periodiskais likums ir universāls Visumam, saglabājot savu spēku visur, kur pastāv matērijas atomu struktūras. Taču tās specifiskās izpausmes nosaka apstākļi, kādos dec. ķīmiskās īpašības. elementi. Piemēram, uz Zemes šo īpašību specifika ir saistīta ar skābekļa un tā savienojumu pārpilnību, t.sk. oksīdi, kas jo īpaši lielā mērā veicināja paša periodiskuma īpašību identificēšanu.

Periodiskās sistēmas struktūra. Mūsdienu periodiskā sistēma ietver 109 ķīmiskos elementus (ir informācija par elementa ar Z=110 sintēzi 1988. gadā). No tiem dabā atrasti objekti 89; visi elementi aiz U jeb transurāniskie elementi (Z = 93 109), kā arī Tc (Z = 43), Pm (Z = 61) un At (Z = 85) tika mākslīgi sintezēti, izmantojot decomp. kodolreakcijas. Elementi ar Z= 106 109 vēl nav saņēmuši nosaukumus, tāpēc tabulās nav tiem atbilstošu simbolu; elementam ar Z = 109 masas skaitļi maks. ilgi dzīvojošie izotopi.

Visā periodiskās sistēmas vēsturē ir publicētas vairāk nekā 500 dažādas tās attēla versijas. Tas bija saistīts ar mēģinājumiem rast racionālu risinājumu dažām pretrunīgām periodiskās sistēmas struktūras problēmām (H atrašanās vieta, cēlgāzes, lantanīdi un transurāna elementi utt.). Naib. izplatīties pēc. periodiskās sistēmas izteiksmes tabulu formas: 1) īsu ierosināja Mendeļejevs (mūsdienu formā tā novietota sējuma sākumā uz krāsainas mušlapas); 2) garo izstrādājis Mendeļejevs, 1905. gadā uzlabojis A. Verners (2. att.); 3) 1921. gadā H. Bora izdotā kāpņu telpa (3. att.). Pēdējās desmitgadēs īsās un garās formas īpaši plaši izmantotas kā vizuālas un praktiski ērtas. Visi uzskaitīti. veidlapām ir noteiktas priekšrocības un trūkumi. Taču diez vai var piedāvāt k.-l. universāls periodiskās sistēmas tēla variants, to-ry adekvāti atspoguļotu visu daudzveidību Sv. elementi un to ķīmiskās vielas izmaiņu specifika. uzvedību, kad Z palielinās.

Fundam. Periodiskās sistēmas konstruēšanas princips ir tajā atšķirt periodus (horizontālās rindas) un elementu grupas (vertikālās kolonnas). Mūsdienu periodiskā sistēma sastāv no 7 periodiem (septītajam, vēl nepabeigtam, jābeidzas ar hipotētisku elementu ar Z \u003d 118) un 8 grupām. elementu kopums, kas sākas ar sārmu metālu (vai ūdeņradi pirmajā periodā) un beidzas ar cēlgāzi. Elementu skaits periodos dabiski palielinās un, sākot no otrā, tie atkārtojas pa pāriem: 8, 8, 18, 18, 32, 32, ... (īpašs gadījums ir pirmais periods, kas satur tikai divus elementus). Elementu grupai nav skaidras definīcijas; formāli tā numurs atbilst maks. to veidojošo elementu oksidācijas pakāpes vērtība, taču šis nosacījums vairākos gadījumos nav izpildīts. Katra grupa ir sadalīta galvenajā (a) un sekundārajā (b) apakšgrupā; katrs no tiem satur ķīmiskās vielas līdzīgus elementus. St you, atomi to-ryh raksturo tāda pati struktūra ārējā. elektroniskie apvalki. Lielākajā daļā grupu a un b apakšgrupu elementi parāda noteiktu ķīmiju. līdzība, prim. augstākos oksidācijas stāvokļos.

VIII grupa ieņem īpašu vietu periodiskās sistēmas struktūrā. Visā darbības laikā laikā tam tika attiecināti tikai "triādes" elementi: Fe-Co-Ni un platīna metāli (Ru Rh Pd un Os-Ir-Pt), un visas cēlgāzes tika ievietotas savās. nulles grupa; tāpēc periodiskā sistēma ietvēra 9 grupas. Pēc 60. gadiem. tika saņemti paziņojumi. Xe, Kr un Rn, cēlgāzes sāka ievietot VIIIa apakšgrupā, un nulles grupa tika atcelta. Triādes elementi veidoja VIII6 apakšgrupu. Šāds VIII grupas "strukturālais dizains" tagad parādās gandrīz visās publicētajās periodiskās sistēmas izteiksmes versijās.

Atšķirt. Pirmā perioda iezīme ir tāda, ka tajā ir tikai 2 elementi: H un He. Ūdeņradis St-in - vienību specifikas dēļ. elements, kuram nav precīzi noteiktas vietas periodiskajā tabulā. Simbols H tiek ievietots vai nu apakšgrupā Ia, vai apakšgrupā VIIa, vai abās vienlaikus, iekļaujot simbolu iekavās vienā no apakšgrupām vai, visbeidzot, attēlojot to dekomp. fonti. Šie H izkārtojuma veidi ir balstīti uz to, ka tam ir noteiktas formas līdzības gan ar sārmu metāliem, gan halogēniem.

Rīsi. 2. Garās formas periodiska. ķīmiskās sistēmas. elementi (mūsdienu versija). Rīsi. 3. Kāpņu forma periodiska. ķīmiskās sistēmas. elementi (H. Bohr, 1921).

Otrais periods (Li-Ne), kas satur 8 elementus, sākas ar sārmu metālu Li (vienotība, oksidācijas pakāpe + 1); tam seko Be metal (oksidācijas pakāpe + 2). metālisks Raksturs B (oksidācijas pakāpe +3) ir vāji izteikts, un pēc tam C ir tipisks nemetāls (oksidācijas pakāpe +4). Nākamajiem N, O, F un Ne-nemetāliem, un tikai N ir visaugstākais oksidācijas līmenis + 5, kas atbilst grupas numuram; O un F ir vieni no visaktīvākajiem nemetāliem.

Trešais periods (Na-Ar) ietver arī 8 elementus, ķīmisko vielu izmaiņu raksturs. st-in to-rykh daudzos aspektos ir līdzīgs otrajā periodā novērotajam. Tomēr Mg un Al ir vairāk "metāliski" nekā resp. Be un B. Atlikušie elementi ir Si, P, S, Cl un Ar ir nemetāli; tiem visiem ir oksidācijas pakāpe, kas vienāda ar grupas numuru, izņemot Ar. T. arr., otrajā un trešajā periodā, palielinoties Z, tiek novērota metāla pavājināšanās un nemetāla palielināšanās. elementu raksturs.

Visi pirmo trīs periodu elementi pieder pie apakšgrupām a. Saskaņā ar mūsdienu terminoloģija, Ia un IIa apakšgrupām piederošie elementi, saukti. I-elementi (krāsu tabulā to simboli norādīti sarkanā krāsā), apakšgrupām IIIa-VIIIa-p-elementi (oranžie simboli).

Ceturtais periods (K-Kr) satur 18 elementus. Pēc sārmu metāla K un sārmzemju. Ca (s-elementi) seko 10 tā saukto sēriju. pārejas (Sc-Zn) vai d-elementi (zili simboli), kas iekļauti apakšgrupās b. Lielākajai daļai pārejas elementu (tie visi ir metāli) uzrāda augstākos oksidācijas pakāpi, kas vienāda ar grupas numuru, izņemot Fe-Co-Ni triādi, kur noteiktos apstākļos Fe oksidācijas pakāpe ir +6, bet Co un Ni ir maksimāli trīsvērtīgs. Elementi no Ga līdz Kr pieder pie apakšgrupām a (p-elementi), un to st-in izmaiņu raksturs daudzējādā ziņā ir līdzīgs otrā un trešā perioda elementu st-in izmaiņām attiecīgajos intervālos. no Z vērtībām. Kr, vairākas. salīdzinoši stabils Comm., DOS. ar F.

Piektais periods (Rb-Xe) tiek konstruēts līdzīgi kā ceturtais; tajā ir arī 10 pārejas jeb d elementu (Y-Cd) ieliktnis. St-in elementu izmaiņu pazīmes periodā: 1) Ru-Rh-Pd triādē rutēnijs uzrāda max, oksidācijas pakāpe 4-8; 2) visiem a apakšgrupas elementiem, ieskaitot Xe, ir visaugstākie oksidācijas pakāpes, kas vienādas ar grupas numuru; 3) Man ir vājš metālisks. sv. T. arr., ceturtā un piektā perioda elementu īpašības, palielinoties Z, ir grūtāk maināmas nekā otrā un trešā perioda elementu īpašības, kas galvenokārt ir saistīts ar pārejas d-elementu klātbūtni.

Sestais periods (Cs-Rn) satur 32 elementus. Papildus desmit d-elementiem (La, Hf-Hg) tajā ietilpst 14 f-elementu saime (melni simboli, no Ce līdz Lu)-lantanīdi. Tie ir ļoti līdzīgi ķīmijā. St you (galvenokārt oksidācijas stāvoklī +3) un tāpēc ne m. b. ievietots dažādās sistēmas grupas. Periodiskās sistēmas īsajā formā visi lantanīdi ir iekļauti apakšgrupā IIIa (šūna La), un to kopums tiek atšifrēts zem tabulas. Šis paņēmiens nav bez trūkumiem, jo ​​šķiet, ka 14 elementi ir ārpus sistēmas. Periodiskās sistēmas garajās un kāpņu formās lantanīdu specifika atspoguļojas tās struktūras vispārējā fonā. Dr. perioda elementu pazīmes: 1) triādē Os Ir Pt, tikai Os eksponē maks. oksidācijas pakāpe +8; 2) At ir izteiktāks salīdzinājumā ar I metālisku. raksturs; 3) Rn maks. reaģē no cēlgāzēm, bet spēcīga radioaktivitāte apgrūtina tā ķīmiskās vielas izpēti. sv.

Septītajam periodam, tāpat kā sestajam, vajadzētu būt 32 elementiem, taču tas vēl nav pabeigts. Fr un Ra elementi resp. apakšgrupas Ia un IIa, III apakšgrupas elementu Ac analogs6. Saskaņā ar G. Seaborga (1944) aktinīdu koncepciju Ac seko 14 aktinīdu f-elementu saime (Z = 90 103). Periodiskās sistēmas īsajā formā pēdējie ir iekļauti šūnā Ac un, tāpat kā lantanīdi, ir rakstīti kā atsevišķi. rinda zem tabulas. Šis paņēmiens paredzēja noteiktas ķīmiskās vielas klātbūtni. divu f-ģimeņu elementu līdzības. Tomēr detalizēts aktinīdu ķīmijas pētījums parādīja, ka tiem ir daudz plašāks oksidācijas pakāpju diapazons, tostarp, piemēram, +7 (Np, Pu, Am). Turklāt smagajiem aktinīdiem ir raksturīga zemāku oksidācijas pakāpju stabilizēšanās (+2 vai pat +1 Md).

Ķīmijas novērtējums. Ku (Z = 104) un Ns (Z = 105) raksturs, kas sintezēts atsevišķu ļoti īslaicīgu atomu skaitā, lika secināt, ka šie elementi ir attiecīgi analogi. Hf un Ta, t.i., d-elementi, un jāievieto IV6 un V6 apakšgrupās. Chem. elementu identificēšana ar Z = 106 109 netika veikta, taču var pieņemt, ka tie pieder pie septītā perioda pārejas elementiem. Datoraprēķini liecina, ka elementi ar Z = 113 118 pieder pie p-elementiem (apakšgrupas IIIa VIIIa).