Sformułowanie prawa okresowego podane przez Mendelejewa. Korepetytor chemii

1. Udowodnij, że prawo okresowe D. I. Mendelejewa, podobnie jak każde inne prawo natury, pełni funkcje wyjaśniające, uogólniające i predykcyjne. Podaj przykłady ilustrujące te funkcje innych praw znanych Ci z kursów z chemii, fizyki i biologii.

Prawo okresowe Mendelejewa jest jednym z podstawowych praw chemii. Można argumentować, że cała współczesna chemia jest na nim zbudowana. Wyjaśnia zależność właściwości atomów od ich budowy, uogólnia tę zależność dla wszystkich pierwiastków, dzieląc je na różne grupy, a także przewiduje ich właściwości w zależności od struktury i strukturę w zależności od właściwości.

Istnieją inne prawa, które pełnią funkcję wyjaśniającą, uogólniającą i predykcyjną. Na przykład prawo zachowania energii, prawo załamania światła, prawo genetyczne Mendla.

2. Wymień pierwiastek chemiczny w atomie, którego elektrony są ułożone na poziomach według szeregu liczb: 2, 5. Jaka prosta substancja tworzy ten pierwiastek? Jaka jest formuła jego związku wodoru i jaka jest jego nazwa? Jaką formułę ma najwyższy tlenek tego pierwiastka, jaki ma charakter? Zapisz równania reakcji charakteryzujące właściwości tego tlenku.

3. Beryl był kiedyś klasyfikowany jako pierwiastek III grupy, a jego względna masa atomowa została uznana za 13,5. Dlaczego D. I. Mendelejew przeniósł go do grupy II i skorygował masę atomową berylu z 13,5 na 9?

Wcześniej pierwiastek beryl był błędnie przypisywany do grupy III. Powodem tego było nieprawidłowe określenie masy atomowej berylu (zamiast 9 uznano ją za równą 13,5). D. I. Mendelejew zasugerował, że beryl należy do grupy II, w oparciu o właściwości chemiczne pierwiastka. Właściwości berylu były bardzo zbliżone do właściwości Mg i Ca i zupełnie odmienne od właściwości Al. Wiedząc, że masy atomowe Li i B, sąsiadujących pierwiastków z Be, wynoszą odpowiednio 7 i 11, D. I. Mendelejew zasugerował, że masa atomowa berylu wynosi 9.

4. Napisz równania reakcji między prostą substancją utworzoną przez pierwiastek chemiczny, w atomie którego elektrony są rozłożone na poziomach energii według szeregu liczb: 2, 8, 8, 2, a prostymi substancjami utworzonymi przez pierwiastki nr 7 i nr 8 w układzie Okresowym. Jaki jest rodzaj wiązania chemicznego w produktach reakcji? Jaka jest struktura krystaliczna początkowych prostych substancji i produktów ich interakcji?

5. Ułóż następujące pierwiastki w kolejności wzmacniania właściwości metalicznych: As, Sb, N, P, Bi. Uzasadnij powstałe szeregi na podstawie budowy atomów tych pierwiastków.

N, P, As, Sb, Bi - wzmocnienie właściwości metalicznych. Właściwości metaliczne w grupach są wzmocnione.

6. Uporządkuj następujące pierwiastki w kolejności wzmacniania właściwości niemetalicznych: Si, Al, P, S, Cl, Mg, Na. Uzasadnij powstałe szeregi na podstawie budowy atomów tych pierwiastków.

Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl - wzmocnienie właściwości niemetalicznych. Właściwości niemetaliczne w okresach ulegają poprawie.

7. Ułóż w kolejności osłabienia kwasowe właściwości tlenków, których wzory to: SiO2, P2O5, Al2O3, Na2O, MgO, Cl2O7. Uzasadnij wynikowy szereg. Zapisz wzory wodorotlenków odpowiadających tym tlenkom. Jak zmienia się ich kwaskowy charakter w zaproponowanej przez Ciebie serii?

8. Napisz wzory na tlenki boru, berylu i litu i ułóż je w porządku rosnącym według głównych właściwości. Zapisz wzory wodorotlenków odpowiadających tym tlenkom. Jaki jest ich charakter chemiczny?

9. Czym są izotopy? Jak odkrycie izotopów przyczyniło się do powstania prawa okresowego?

Układ okresowy pierwiastków odzwierciedla związek pierwiastków chemicznych. Liczba atomowa pierwiastka jest równa ładunkowi jądra, liczbowo jest równa liczbie protonów. Liczba neutronów zawartych w jądrach jednego pierwiastka, w przeciwieństwie do liczby protonów, może być różna. Atomy tego samego pierwiastka, których jądra zawierają różną liczbę neutronów, nazywane są izotopami.

Każdy pierwiastek chemiczny ma kilka izotopów (naturalnych lub sztucznych). Masa atomowa pierwiastka chemicznego jest równa średniej wartości mas wszystkich jego naturalnych izotopów, biorąc pod uwagę ich obfitość.

Wraz z odkryciem izotopów do dystrybucji pierwiastków w układzie okresowym zaczęto wykorzystywać ładunki jąder, a nie ich masy atomowe.

10. Dlaczego ładunki jąder atomowych pierwiastków w układzie okresowym D. I. Mendelejewa zmieniają się monotonicznie, tj. ładunek jądra każdego kolejnego pierwiastka wzrasta o jeden w porównaniu z ładunkiem jądra atomowego poprzedniego pierwiastka, oraz właściwości pierwiastków i substancji, które tworzą, zmieniają się okresowo?

Wynika to z faktu, że właściwości pierwiastków i ich związków nie zależą od całkowitej liczby elektronów, a jedynie od elektronów walencyjnych znajdujących się na ostatniej warstwie. Liczba elektronów walencyjnych zmienia się okresowo, dlatego właściwości pierwiastków również zmieniają się okresowo.

11. Podaj trzy sformułowania Prawa Okresowego, w których względna masa atomowa, ładunek jądra atomowego i struktura zewnętrznych poziomów energetycznych w powłoce elektronowej atomu są brane za podstawę systematyzacji pierwiastków chemicznych.

1. Właściwości pierwiastków chemicznych i substancji przez nie utworzonych są okresowo zależne od względnych mas atomowych pierwiastków.
2. Właściwości pierwiastków chemicznych i substancji przez nie utworzonych są okresowo zależne od ładunku jąder atomowych pierwiastków.
3. Właściwości pierwiastków chemicznych i substancji przez nie tworzonych są okresowo zależne od struktury zewnętrznych poziomów energetycznych w powłoce elektronowej atomu.

1

Makhov B.F.

W związku z opracowaniem przez autora „Modelu Wibracyjnego Atomu Neutralnego” z włączeniem „Eteru Świata”, w którym pojęcia „stałego ładunku dodatniego jądra atomowego” i „pola kulombowskiego” stają się zbędne, pojawia się pytanie o nowe sformułowanie Ustawy Okresowej. Takie sformułowanie proponujemy w niniejszym artykule, w którym rozważany jest również problem matematycznego wyrażenia prawa okresowego. W artykule autor posługuje się własną wersją „Symetrycznego kwantowego układu okresowego atomów obojętnych (SC-PSA)”, adekwatnego do modelu wibracyjnego.

Coraz bardziej z dala od nas 1869 - czas pierwszego sformułowania Prawa Okresowego przez D.I. Mendelejew (PZM) i jego opracowanie Układu Okresowego Pierwiastków (PSE-M), w którym za główne kryterium porządkowania przyjęto masę atomową pierwiastka, mniej lub bardziej zrozumiałą cechę wówczas dostępną. Ale nawet sam Dmitrij Iwanowicz powiedział, że „nie znamy przyczyn okresowości”. W tym czasie znane były tylko 63 pierwiastki, a ich właściwości (głównie chemiczne) były mało znane i nie zawsze dokładnie.

Niemniej problem usystematyzowania elementów już się zadeklarował i wymagał rozwiązania. Pomysłowa intuicja Mendelejewa pozwoliła mu z powodzeniem (na ówczesnym poziomie wiedzy) poradzić sobie z zadaniem. Jego sformułowanie PZM (październik 1971): „...właściwości pierwiastków, a więc i właściwości tworzących je ciał prostych i złożonych, są okresowo zależne od ich masy atomowej”.

Dmitrij Iwanowicz ułożył wszystkie pierwiastki w szereg (seria Mendelejewa) w kolejności rosnącej masy atomowej, w której jednak dopuszczał również odchylenia dla znanych par pierwiastków (na podstawie właściwości chemicznych), tj. w rzeczywistości istnieje zależność nie tylko od masy atomowej.

Dla naukowców stało się jasne, że przy przechodzeniu od jednego pierwiastka w PSE-M do następnego, pewna charakterystyka pierwiastka wzrasta stopniowo o tę samą wartość. Ta wartość to Z został nazwany numerem seryjnym (głównie przez chemików) lub liczbą atomową (przez fizyków). Okazało się, że sama masa atomowa w pewien sposób zależy od Z. W związku z tym jako główne kryterium porządkowania przyjęto numer seryjny Z, który w związku z tym uwzględniono w II sformułowaniu PZM zamiast masy atomowej.

Minął czas, pojawiły się nowe możliwości systematyzacji. Przede wszystkim są to postępy w badaniach liniowych widm optycznych (LOS) atomów neutralnych oraz charakterystycznego promieniowania rentgenowskiego (XXR). Okazało się, że każdy pierwiastek ma unikalne widmo i odkryto z niego szereg nowych pierwiastków. Do opisu widm zaproponowano liczby kwantowe, terminy spektralne, zasadę wykluczenia W. Pauliego, prawo G. Moseleya itp. Badania atomów zakończyły się stworzeniem pierwszych modeli atomu (MOA), po śmierci D. I. Mendelejew.

Prawo Moseleya, które wiązało częstotliwość charakterystycznego promieniowania rentgenowskiego z numerem seryjnym Z, wniósł szczególnie wielki wkład w naukę. Potwierdził poprawność serii Mendelejewa i pozwolił wskazać numery pozostałych nieodkrytych elementów. Ale potem, kierując się dobrymi intencjami, nadać numer seryjny Z fizycznym, fizycy na poziomie wiedzy z początku XIX wieku (pierwsze modele atomu) doszli do pochopnego wniosku, że nie może to być nic innego jak stały dodatni ładunek elektryczny jądra atomowego (liczba elementarnych ładunków elektrycznych - eZ).

W rezultacie naukowcy doszli do wniosku, że potrzebna jest dopracowana II formuła PZM, w której za główne kryterium systematyzacji przyjęto stały dodatni ładunek elektryczny jądra atomowego pierwiastka.

Niestety, na początku XX wieku pierwsze modele atomu zostały przedstawione zbyt mechanicznie (planetarne modele jądrowe), a neutralność elektryczną atomu jako całości reprezentował dodatni ładunek jądra i odpowiadający mu liczba ujemnych cząstek elementarnych - elektronów, tj. także na poziomie prymitywnej ówczesnej wiedzy o elektryczności. W rezultacie zastosowano koncepcję stałego pola elektrycznego kulomba, które przyciąga elektrony krążące wokół jądra itp. I nie daj Boże, żeby elektrony spadły na jądro!

Odkrycie falowej natury elektronu i dużo problemów z przyjętym modelem atomu doprowadziło do przejścia na „kwantowo-mechaniczny model atomu”. Mechanika kwantowa (QME) została okrzyknięta największym osiągnięciem XX wieku. Ale z czasem entuzjazm opadł. Powodem jest chwiejny fundament, na którym zbudowany jest CME, oparty na równaniu Schrödingera, które „ opisuje ruch elektronu. Po pierwsze, samo podejście jest błędne - zamiast rozpatrywać stan równowagi kwantowej neutralnego atomu jako całości (na poziomie makro, mówiąc językiem synergii), ruch elektronu jest rozpatrywany w CME (tj. pracują na zbyt szczegółowym poziomie mikro). Wyobraź sobie, że w przypadku gazu doskonałego, zamiast rozpatrywać go na poziomie makro ze stałymi w czasie parametrami stanu gazu (ciśnienie, temperatura, objętość), nagle zaczęliby pisać równania ruchu dla każdego z miliardy atomów i cząsteczek gazu, głośno jęczeć jednocześnie o trudności zadania i niewystarczającej mocy współczesnych komputerów. Na poziomie makro cały obraz można łatwo i elegancko opisać za pomocą równania na połączenie parametrów stanu gazowego - równania Clapeyrona-Mendeleeva. [FES, M, SE, 1984, s.288]

Coś podobnego w złożoności oferuje nam CME w osobie jego ojców założycieli, zwłaszcza w przypadku atomów o dużej liczbie atomowej. Jednak akademik Lev Landau (1908-68), sam jeden z filarów CME, napisał już: „Atom z więcej niż jednym elektronem jest złożonym układem elektronów oddziałujących ze sobą. Dla takiego systemu można, ściśle rzecz biorąc, rozpatrywać tylko stany systemu jako całości. Ten sam pomysł można znaleźć w pracach fizyka spektroskopii Acada. Akademia Nauk BSSR mgr Eljaszewicz (1908-1995).

Wróćmy jednak do rozważań nad sformułowaniami Prawa Okresowego. Nowoczesna (wyrafinowana II) formuła PZM przedstawia się następująco:

„Właściwości pierwiastków są w okresowym związku z ładunkiem ich jąder atomowych”. Ładunek jądrowy eZ = liczba atomowa (seryjna) pierwiastka w układzie pomnożona przez elementarny ładunek elektryczny (tzn. Z jest liczbowo równe liczbie elementarnych ładunków elektrycznych).

Dlaczego potrzebne jest nowe, III sformułowanie PZM?

1) Z drugiego sformułowania nie jest jasne, o jakie właściwości chodzi - jeśli są chemiczne, to nie są bezpośrednio związane z pierwiastkami (atomami neutralnymi). Kiedy neutralne atomy wchodzą w interakcję, ich zmienne pola elektromagnetyczne nakładają się na siebie, w wyniku czego wywierają na siebie pewien stopień wzbudzenia. Aby opisać wiązanie chemiczne, trzeba dodatkowo wiedzieć - co jest z czym związane (skład i struktura substancji) oraz w jakich konkretnych warunkach fizycznych (CFU) itp.

2) Zgodnie z opracowanym przez autora „Modelem wibracyjnym” jądro neutralnego atomu nie ma ani stałego ładunku elektrycznego, ani wytworzonego przez niego stałego pola kulombowskiego (zamiast tego pulsujące jądro, zmienne pole elektromagnetyczne - EMF, stojący EMW, rezonans parametryczny, wysokiej jakości współczynnik oscylacji, trwałość atomu). Patrz FI, 2008, nr 3, s. 25

3) Oznacza to, że nie ma jasnej definicji argumentu lub funkcji. Co do charakteru okresowej zależności, również nie ma pewności. PZM jest bezużyteczny bez jednoczesnego uwzględnienia samej tablicy układu okresowego, dlatego często w podręcznikach w obecnym sformułowaniu nie jest w ogóle wymieniana („błędne koło”). To nie przypadek, że wciąż nie mamy pełnej teorii układu okresowego i najbardziej matematycznego wyrażenia PZM.

4) Teraz możesz wykorzystać zupełnie nowe możliwości bardziej poprawnego sformułowania prawa okresowego i wyprowadzenia jego matematycznego wyrażenia, które dawać"Model wibracyjny atomu obojętnego" (wibracje sprzężone jądra i jego otoczenia) oraz "Symetryczny kwantowy układ okresowy atomów obojętnych (SC-PSA)", opracowany i opublikowany przez autora.

5) Zgodnie z podejściem synergicznym, stan równowagi kwantowej atomu jako całości” (podejście makroskopowe) można opisać kilkoma parametrami niezależnymi od czasu. Autor wykazał, że są one ściśle indywidualnym (zasada wykluczenia W. Pauliego) zbiorem 4 liczb kwantowych tkwiących w każdym atomie, wyznaczonych na podstawie jego LOS (a nie równań CME).

Taki zbiór liczb kwantowych jednoznacznie określa miejsce pierwiastka (jego współrzędne) w opracowanym przez autora SC-PSA.

6) Takie parametry muszą spełniać szereg wymagań:

Odpowiadaj na fizyczną naturę neutralnego atomu (zgodnie z „Modelem Wibracyjnym”)

Bądź jednoznaczny

Być liczbą całkowitą (co wynika z samej istoty promieniowania jądra)

Łatwo go zmierzyć (na podstawie widma neutralnego atomu).

Tak więc znaczenie liczb kwantowych znanych dla każdego atomu należy doprecyzować zgodnie z ich fizyczną naturą.

7) Zamiast równania CME E. Schrödingera autor proponuje zastosowanie równań połączeń na liczby kwantowe (równania Machowa) (autor znalazł dwa takie równania), które są matematycznym wyrażeniem PZM, adekwatnym do nowego sformułowania. Więcej na ten temat w przyszłej książce.

8) W świetle „Modelu Wibracyjnego Neutralnego Atomu” i nowej idei zmiennej EMF jądra, do nowego sformułowania Prawa Okresowego, zamiast elementarnego ładunku elektrycznego potrzebna jest inna wielkość fizyczna , który wraz z liczbą porządkową Z charakteryzuje intensywność oddziaływania elektromagnetycznego (zmieniającego się stopniowo wraz ze wzrostem Z) i jednoznacznie określona z widma atomów obojętnych. I jest taka wartość - jest to stała struktury subtelnej (α) [FES-763], która jest zwykle używana w poszukiwaniu "górnej granicy układu okresowego".

Nowe brzmienie PZM na to wygląda:

"Charakterystyka neutralnych atomów jest okresowo zależna od wielkości napięcia". (aZ) zmienne pole elektromagnetyczne (EMF) wytworzone przez ich jądra. Do takiego krótkiego sformułowania autor doszedł 22 listopada 2006 roku, po serii „długich”.

Widać z niego, że zamiast wielkości ładunku elektrycznego ( eZ), który zawiera elementarny ładunek elektryczny, stosuje się wartość natężenia ( aZ), obejmujący α - stała struktury subtelnej, która „w elektrodynamice kwantowej jest uważana za naturalny parametr charakteryzujący „siłę” oddziaływania elektromagnetycznego” [FES, s.763].

Mówiliśmy już o cechach neutralnych atomów (o liczbach kwantowych, ich fizycznej naturze itp.), ale natura okresowej zależności wciąż wymaga wyjaśnienia. Już teraz istnieją przesłanki do wyprowadzenia równań połączenia liczb kwantowych - to jest (n+ ja)- zasady akademika V.M. Klechkowski (1900-72) i (n- ja)- zasada dhn, prof. D.N. Trifonov, które zostały użyte przez autora do skonstruowania SC-PSA. Mając na uwadze zmienną EMF i stojącą EMW propagującą się (na określoną głębokość dla każdego atomu), możemy powiedzieć, że suma tych liczb kwantowych reprezentuje całkowitą energię stojącego EMW, a różnica polega na głębokości zmian w EMW. parametr oscylacji. Oznacza to, że istnieją już wiązki liczb kwantowych, które reprezentują w SC-PSA (n+ ja)- okres (wszystkie są sparowane i tworzą diady) oraz (n- ja)- grupy kolejnych atomów - poziome rzędy SC-PSA (do 4 w okresie Z ≤ 120), które są ciągami f-, d-, p-, s- elementy. Oznacza to, że na jednym poziomie energii kwantowej może występować kilka stanów kwantowych. Dalsze rozważanie cech dwujednostkowego stojącego EMW pozwala nam wyprowadzić równania na połączenie liczb kwantowych (równania Machowa).

Przykład: Całkowita energia stojąca EMW E n + ja = E n + E ja = stały, gdzie E n i E ja - średnie wartości energii elementów elektrycznych i magnetycznych jego części.

Aby wyjaśnić fizyczne znaczenie liczb kwantowych, posługujemy się wzorem na energię emitera kwantowego (w postaci ogólnej) E = Eo (2k + 1), stąd → = 2k

W szczególności mamy dla E n + ja= E o (2 + 1) → = n + ja , czyli suma liczb kwantowych (n+ ja) jest stosunkiem przyrostu energii całkowitej stojącego EMW do jego wartości początkowej, co nadaje sens fizyczny wspomnianej powyżej pierwszej zasadzie akademika V.M. Klechkowski.

Stojący EMW jest materialnym nośnikiem rezonansu parametrycznego (przy stałej energii wewnętrznej energia jest przenoszona z elektrycznej na magnetyczną i odwrotnie z ogromną częstotliwością). W tym przypadku różnica między średnimi wartościami energii elementów elektrycznych i magnetycznych całkowitej energii EMW E n - ja = mi n - E ja - wielkość zmiany parametrów jest również skwantyzowana.

mi n - ja= E0 (2 + 1) → = n - ja , ta postawa nadaje fizyczny sens regule D.N. Trifonowa i stąd reguła staje się jasna n - ja ≥ 1, ponieważ w przeciwnym razie nie ma stojącego EMW (nie powinno być nieodłącznie związane z falą biegnącą) n = ja, i związane z tym straty energii). Możesz wprowadzić pojęcie „względnej wartości zmiany parametru” : = = λ

Kwantowane są również średnie wartości składowych całkowitej energii stojącego EMW

mi n=Eo(2 n + 1) → = 2n

mi ja=Eo(2 ja + 1) → = 2ja

stąd liczby kwantowe n oraz ja nabierają nowego znaczenia fizycznego jako liczby kwantowe składowych energii elektrycznej i magnetycznej całkowitej energii stojącego EMW (zamiast „głównej liczby kwantowej” i „orbitalnej liczby kwantowej”).

Wysoka i stała częstotliwość stojącego EMW wyrażona jest funkcjami okresowymi, w stosunku do naszego przypadku - trygonometrycznymi. Dwoistość stojącego EMW polega na parametrycznym przypisaniu funkcji. Stojący EMW jako fala harmoniczna można opisać równaniami sinusoidalnymi postaci tak = A grzech (ω t + φ ),

następnie n t = n cosα i to = ja sin α (definicja parametryczna elipsy).

tutaj n oraz ja - liczby kwantowe (bezwymiarowe wartości całkowite), wskaźniki maksymalnej amplitudy względnej energii składowych elektrycznych i magnetycznych stojącego EMW, oraz n t oraz to- aktualne wartości wielkości zmiennych ( elementy stojące EMW) w tym momencie, tj. ilości są również bezwymiarowe.*)

0 ≤ |n t| ≤n 0 ≤ |l t | ≤l

Wyjaśnijmy, że są dokładnie dwa zależności- cosinus i sinusoida Na styku „Jądro-środowisko” w początkowym momencie promieniowania pierwszy ma maksymalną amplitudę - do = n (w przeciwnym razie nie ma promieniowania), a amplituda jest inna - do = 0 (tj. występuje przesunięcie fazowe). Zaczynając rozprzestrzeniać się z rdzenia, jeden składnik stojącego EMW generuje drugi i vice versa. Autorka ostrzega przed wyciąganiem pochopnych wniosków, że do = 0, wtedy składnik magnetyczny całkowitej energii stojącego EMW jest również równy zeru. Tak nie jest, wystarczy przypomnieć wzór emitera kwantowej harmonicznej.

Jest to równanie elipsy + = 1 (w postaci kanonicznej, wspólnej dla łączenia oscylacji harmonicznych) i jest jednym z równań dla łączenia liczb kwantowych.

Fizyczne znaczenie tego równania sprzężenia staje się jaśniejsze, jeśli dokonuje się pewnych przekształceń. Aby to zrobić, używamy reprezentacji elipsy jako hipotrochoidów.

W naszym przypadku; .

Jest to pierwsze równanie relacyjne liczb kwantowych (równanie Machowa).

Lub wystarczająco jasne .

Widać, że równanie odzwierciedla stałość całkowitej energii stojącego EMW. Zatem wspomniane wiązki liczb kwantowych ( n+l) to numer okresu w SC-PSA, a ( n - ja)- definiuje kolejność usytuowania rzędów poziomych zawartych w okresie - znalazła swoje miejsce w równaniu komunikacji, a samo równanie dobrze oddaje strukturę SC-PSA.

Otrzymaliśmy jeszcze jedno, drugie równanie połączenia dla pozostałych dwóch liczb kwantowych (z całego zbioru zgodnie z zasadą wykluczania W. Pauliego) - m ja orazSM , ale nie można powiedzieć o nich w pigułce i fizycznym znaczeniu „spinowej” liczby kwantowej SM wciąż trzeba się rozgryźć - zobacz tutaj.

Początek (numer seryjny oryginalnego elementu - ZM) każdej M-diady (pary okresów SC-PSA) można uzyskać z identycznego przekształcenia wzoru przez V.M. Klechkovsky za numer Złoty element, w którym po raz pierwszy pojawia się element z danymi wartość lmax

ZM = Złoty -1 = = ,

następnie wlmax = 0; 1; 2; 3; 4... mamy ZM= 0; cztery; 20; 56; 120... czyli są to tak zwane liczby czworościenne, które są pośrednio związane z pewnymi minimalnymi początkowymi poziomami energii kwantowej w diadzie (czworościan wśród wszystkich ciał przestrzennych ma minimalną powierzchnię o stałej objętości).

Szerzej na ten temat i wspomniane dwa równania związku liczb kwantowych autor zamierza przedstawić w przygotowywanych do publikacji artykułach.

Autor oczywiście nie twierdzi, że ta praca tworzy kompletną teorię układu okresowego atomów obojętnych i jego matematycznego wyrażenia, ale uważa, że ​​jest to konieczny i ważny etap na tej ścieżce i w miarę swoich możliwości przyczyni się do do dalszego postępu.

BIBLIOGRAFIA:

1. Klechkowski W.M. „Rozkład elektronów atomowych i zasada sukcesywnego wypełniania” (n+ ja)- grupa”, M., Atomizdat, 1968
2. Klechkowski W.M. „Opracowanie niektórych problemów teoretycznych Układu Okresowego D.I. Mendelejew” (relacja z sympozjum X Zjazdu Mendelejewa). M., Nauka, 1971, s. 54-67.
3. Trifonow D.N. „Struktura i granice układu okresowego”, Moskwa, Atomizdat, 1976, 271 stron.
4. Makhov B.F., książka "Symmetric Quantum Periodic System of Elements" (SK-PSE), Moskwa, 1997 - ISBN 5-86700-027-3
5. Makhov B.F., Artykuł "Symetryczny kwantowy układ okresowy pierwiastków (atomów neutralnych) - SC-PSA (lub Nowa periodyzacja układu okresowego", w czasopiśmie RAE "Fundamental Research", 2007, nr 9, s. 30-36 - ISSN 1812 -7339
6. Makhov B.F., Raport „Przejaw parowania w układzie okresowym atomów obojętnych (SC-PSA)”, w postępowaniu V-Int. Konferencja "Biniologia, symetrologia i synergetyka w naukach przyrodniczych", wrzesień. 2007, Tiumeń, Tsogu, Sekcja „Fizyka i Chemia”, s. 59-65 ISBN 978-5-88465-835-4
7. Makhov B.F., artykuł „Światowa transmisja” D.I. Mendelejew i jego miejsce w układzie okresowym”, w czasopiśmie RANH „Badania podstawowe”, 2008, nr 3, s. 25-28
8. Makhov B.F., Artykuł „Fizyczna natura metali w świetle wibracyjnego modelu atomu”, w czasopiśmie Rosyjskiej Akademii Nauk Przyrodniczych „Badania podstawowe”, 2008, nr 3, s. 29-37
9. Landau L.D., Lifshits E.M. "Mechanika kwantowa. Teoria nierelatywistyczna”, Moskwa: Nauka, 1974 (wyd. 3). s. 293. i 1989 (wyd. 4). strona 302
10. Makhov BF, książka „O modelu neutralnego atomu i sposoby wyjścia z kryzysu w fizyce atomowej” (przygotowana do publikacji).
11. Makhov B.F., książka „Trójwymiarowa SC-PSA” (przygotowana do publikacji).
12. Bronstein I.N., Semendyaev K.A., Podręcznik matematyki dla inżynierów i studentów uczelni wyższych. Moskwa: Nauka, redaktor naczelny. FML, 1986 (13e, corr.), s.127
13. Artykuł „Stała struktury drobnej”, Fizyczny słownik encyklopedyczny - FES, s.763

Link bibliograficzny

Makhov B.F. PRAWO OKRESOWE D.I. MENDELEEV - NOWA FORMUŁA I MATEMATYCZNE WYRAŻENIE PRAWA // Sukcesy współczesnych nauk przyrodniczych. - 2008 r. - nr 9. - str. 24-29;
URL: http://natural-sciences.ru/ru/article/view?id=10547 (data dostępu: 17.12.2019). Zwracamy uwagę na czasopisma wydawane przez wydawnictwo „Akademia Historii Naturalnej”

Prawo okresowe pierwiastków chemicznych- podstawowe prawo natury, odzwierciedlające okresową zmianę właściwości pierwiastków chemicznych wraz ze wzrostem ładunków jąder ich atomów. Otwarte 1 marca (17 lutego według starego stylu) 1869 D.I. Mendelejew. Tego dnia ułożył tabelę zatytułowaną „Doświadczenie systemu pierwiastków w oparciu o ich masę atomową i podobieństwo chemiczne”. Ostateczne sformułowanie ustawy okresowej zostało podane przez Mendelejewa w lipcu 1871 r. Brzmiało ono:

„Własności pierwiastków, a zatem właściwości formowanych przez nie prostych i złożonych ciał, pozostają w okresowej zależności od ich masy atomowej”.

Sformułowanie prawa okresowego przez Mendelejewa istniało w nauce przez ponad 40 lat. Został zrewidowany dzięki wybitnym osiągnięciom fizyki, głównie opracowaniu modelu jądrowego atomu (patrz Atom). Okazało się, że ładunek jądra atomu (Z) jest liczbowo równy numerowi seryjnemu odpowiedniego pierwiastka w układzie okresowym, a wypełnienie powłok elektronowych i podpowłok atomów w zależności od Z zachodzi w takich sposób, w jaki podobne konfiguracje elektronowe atomów są okresowo powtarzane (patrz Układ okresowy pierwiastków chemicznych). Dlatego współczesne sformułowanie prawa okresowego jest następujące: właściwości pierwiastków, substancji prostych i ich związków są okresowo zależne od ładunków jąder atomów.
W przeciwieństwie do innych fundamentalnych praw natury, takich jak prawo powszechnego ciążenia czy prawo równoważności masy i energii, prawa okresowego nie można zapisać w postaci żadnego ogólnego równania lub wzoru. Jego odzwierciedleniem wizualnym jest układ okresowy pierwiastków. Jednak zarówno sam Mendelejew, jak i inni naukowcy podejmowali próby znalezienia równanie matematyczne prawa okresowego pierwiastków chemicznych. Próby te zakończyły się sukcesem dopiero po opracowaniu teorii budowy atomu. Ale dotyczą one tylko ustalenia ilościowej zależności porządku rozkładu elektronów w powłokach i podpowłokach od ładunków jąder atomowych.
Tak więc, rozwiązując równanie Schrödingera, można obliczyć rozkład elektronów w atomach o różnych wartościach Z. I dlatego podstawowe równanie mechaniki kwantowej jest niejako jednym z ilościowych wyrażeń prawa okresowości.
Lub na przykład inne równanie: Z„, = „+,Z - - (21 + 1)2 - >n,(2t + 1) +
1
+ t „gdzie „+, Z = - (n + 1+ 1)" +
+(+1+ 1. 2k(n+O 1 .)
2 2 6
Mimo swojej masywności nie jest to takie trudne. Litery i, 1, m i m to nic innego jak główne, orbitalne, magnetyczne i spinowe liczby kwantowe (patrz Atom). Równanie pozwala obliczyć przy jakiej wartości Z (numeru seryjnego pierwiastka) w atomie pojawia się elektron, którego stan opisuje dana kombinacja czterech liczb kwantowych. Podstawiając możliwe kombinacje u, 1, t i t do tego równania, otrzymujemy zestaw różnych wartości Z. Jeśli te wartości są ułożone w sekwencji liczb naturalnych 1, 2, 3, 4, 5, ..., to z kolei otrzymuje się jasny schemat budowy elektronowych konfiguracji atomów wraz ze wzrostem Z. Równanie to jest więc także rodzajem ilościowego wyrażenia prawa okresowości. Spróbuj samodzielnie rozwiązać to równanie dla wszystkich elementów układu okresowego (dowiesz się, w jaki sposób wartości i 1; m oraz m są ze sobą powiązane z artykułu Atom).

Prawo okresowe jest prawem uniwersalnym dla całego wszechświata. Obowiązuje wszędzie tam, gdzie istnieją atomy. Ale nie tylko struktury elektronowe atomów zmieniają się okresowo. Struktura i właściwości jąder atomowych podlegają również swoistemu prawu okresowości. W jądrach składających się z neutronów i protonów występują powłoki neutronowe i protonowe, których wypełnienie ma charakter okresowy. Istnieją nawet próby zbudowania układu okresowego jąder atomowych.

: jak w przenośni zauważył słynny rosyjski chemik N. D. Zelinsky, prawo okresowe było „odkryciem wzajemnego połączenia wszystkich atomów we wszechświecie”.

Fabuła

Poszukiwanie podstaw naturalnej klasyfikacji i systematyzacji pierwiastków chemicznych rozpoczęło się na długo przed odkryciem Prawa Okresowego. Trudności, z jakimi borykali się przyrodnicy, którzy jako pierwsi pracowali w tej dziedzinie, spowodowane były brakiem danych doświadczalnych: na początku XIX wieku liczba znanych pierwiastków chemicznych była niewielka, a przyjęte wartości atomowe masy wielu elementów są nieprawidłowe.

Triady Döbereinera i pierwsze układy pierwiastków

Na początku lat 60. XIX wieku pojawiło się jednocześnie kilka dzieł, które bezpośrednio poprzedzały ustawę o okresach.

Spirala de Chancourtois

Oktawy Newlands

Stół Newlands (1866)

Krótko po spirali de Chancourtois angielski naukowiec John Newlands podjął próbę porównania właściwości chemicznych pierwiastków z ich masami atomowymi. Układając pierwiastki w porządku rosnącym według ich mas atomowych, Newlands zauważył podobieństwo właściwości co ósmego pierwiastka. Newlands nazwał znaleziony wzór prawem oktaw przez analogię z siedmioma interwałami skali muzycznej. W swojej tabeli ułożył pierwiastki chemiczne w pionowe grupy po siedem pierwiastków, a jednocześnie stwierdził, że (z niewielką zmianą kolejności niektórych pierwiastków) pierwiastki o podobnych właściwościach chemicznych pojawiają się na tej samej poziomej linii.

Oczywiście John Newlands jako pierwszy podał szereg pierwiastków ułożonych w rosnącym porządku mas atomowych, przypisał odpowiedni numer seryjny pierwiastkom chemicznym i zauważył systematyczny związek między tym porządkiem a właściwościami fizykochemicznymi pierwiastków. Pisał, że w takiej kolejności powtarzają się własności elementów, których równoważne wagi (masy) różnią się o 7 jednostek, czyli o wartość będącą wielokrotnością 7, czyli tak jakby ósmy element w kolejności powtarzał własności pierwszego, jak w muzyce, ósemka powtarza się jako pierwsza. Newlands starał się nadać tej zależności, która faktycznie ma miejsce dla lekkich elementów, uniwersalny charakter. W jego stole podobne elementy układano w poziome rzędy, ale często w tym samym rzędzie okazywały się elementy o zupełnie innych właściwościach. Ponadto Newlands został zmuszony do umieszczenia dwóch elementów w niektórych komórkach; wreszcie stół nie zawierał pustych miejsc; w rezultacie prawo oktaw zostało przyjęte bardzo sceptycznie.

Stoły Odling i Meyer

Manifestacje prawa okresowego w odniesieniu do energii powinowactwa elektronowego

Okresowość energii powinowactwa elektronów atomowych jest naturalnie wyjaśniona przez te same czynniki, które zostały już zauważone w dyskusji potencjałów jonizacji (patrz definicja energii powinowactwa elektronów).

mają największe powinowactwo do elektronów p-elementy grupy VII. Najniższe powinowactwo elektronowe dla atomów o konfiguracji s² ( , , ) i s²p 6 ( , ) lub z wypełnieniem do połowy p-orbitale ( , , ) :

Manifestacje prawa okresowego w odniesieniu do elektroujemności

Ściśle mówiąc, elementowi nie można przypisać trwałej elektroujemności. Elektroujemność atomu zależy od wielu czynników, w szczególności od stanu walencyjnego atomu, formalnego stanu utlenienia, liczby koordynacyjnej, charakteru ligandów tworzących środowisko atomu w układzie molekularnym oraz od jacyś inni. Ostatnio coraz częściej do charakteryzowania elektroujemności wykorzystuje się tzw. , pojedynczo zaludniony przez niesparowany elektron lub jest pusty. Jednak pomimo znanych trudności w interpretacji i określaniu elektroujemności, zawsze pozostaje konieczny opis jakościowy i przewidywanie natury wiązań w układzie molekularnym, w tym energii wiązania, rozkładu ładunku elektronowego i stopnia jonizacji, stałej siły itp.

Okresowość elektroujemności atomowej jest ważną częścią prawa okresowego i można ją łatwo wytłumaczyć na podstawie niezmiennej, choć nie do końca jednoznacznej, zależności wartości elektroujemności od odpowiednich wartości energii jonizacji i powinowactwa elektronowego.

W okresach występuje ogólna tendencja do zwiększania elektroujemności, aw podgrupach - jej spadku. Najmniejsza elektroujemność występuje w s-elementach grupy I, największa w p-elementach grupy VII.

Manifestacje prawa okresowego w odniesieniu do promieni atomowych i jonowych

Ryż. 4 Zależność promieni orbitalnych atomów od liczby atomowej pierwiastka.

Okresowość zmian wielkości atomów i jonów jest znana od dawna. Trudność polega na tym, że ze względu na falowy charakter ruchu elektronów atomy nie mają ściśle określonych rozmiarów. Ponieważ bezpośrednie określenie wymiarów bezwzględnych (promieni) izolowanych atomów jest niemożliwe, w tym przypadku często stosuje się ich wartości empiryczne. Uzyskuje się je ze zmierzonych odległości międzyjądrowych w kryształach i wolnych cząsteczkach, dzieląc każdą odległość międzyjądrową na dwie części i przyrównując jedną z nich do promienia pierwszego (z dwóch połączonych odpowiednim wiązaniem chemicznym) atomu, a drugiej do promienia drugiego atomu. W tym podziale brane są pod uwagę różne czynniki, w tym charakter wiązania chemicznego, stany utlenienia dwóch związanych atomów, charakter koordynacji każdego z nich itp. W ten sposób uzyskuje się tak zwane promienie metaliczne, kowalencyjne, jonowe i van der Waalsa. Promienie Van der Waalsa należy traktować jako promienie atomów niezwiązanych; można je znaleźć w odległościach międzyjądrowych w substancjach stałych lub ciekłych, gdzie atomy znajdują się blisko siebie (na przykład atomy w stałym argonie lub atomy z dwóch sąsiednich cząsteczek N2 w stałym azocie), ale nie są połączone żadną substancją chemiczną więź .

Ale oczywiście najlepszym opisem efektywnego rozmiaru izolowanego atomu jest teoretycznie obliczona pozycja (odległość od jądra) głównego maksimum gęstości ładunku jego zewnętrznych elektronów. Jest to tak zwany promień orbity atomu. Okresowość zmian wartości promieni orbitalnych atomów w zależności od liczby atomowej pierwiastka objawia się dość wyraźnie (patrz ryc. 4), a głównymi punktami są tutaj obecność bardzo wyraźnych maksimów odpowiadających metalowi alkalicznemu atomy i te same minima odpowiadające gazom szlachetnym . Spadek wartości promieni orbitalnych atomów podczas przejścia z metalu alkalicznego do odpowiedniego (najbliższego) gazu szlachetnego ma, z wyjątkiem serii -, charakter niemonotoniczny, zwłaszcza gdy rodziny pierwiastków przejściowych (metali) a lantanowce lub aktynowce pojawiają się pomiędzy metalem alkalicznym i gazem szlachetnym. W dużych okresach w rodzinach d- oraz f- pierwiastków obserwuje się mniej ostry spadek promieni, ponieważ wypełnienie orbitali elektronami występuje w poprzedniej warstwie zewnętrznej. W podgrupach pierwiastków promienie atomów i jonów tego samego typu na ogół rosną.

Manifestacje prawa okresowego w odniesieniu do energii atomizacji

Należy podkreślić, że stan utlenienia pierwiastka, będący cechą formalną, nie daje wyobrażenia ani o ładunkach efektywnych atomów tego pierwiastka w związku, ani o wartościowości atomów, chociaż stan utlenienia jest często nazywana formalną walencją. Wiele pierwiastków może wykazywać nie jeden, ale kilka różnych stanów utlenienia. Na przykład dla chloru znane są wszystkie stopnie utlenienia od -1 do +7, chociaż nawet te są bardzo niestabilne, a dla manganu od +2 do +7. Najwyższe wartości stopnia utlenienia zmieniają się okresowo w zależności od liczby atomowej pierwiastka, ale ta okresowość jest złożona. W najprostszym przypadku, w szeregu pierwiastków od metalu alkalicznego do gazu szlachetnego, najwyższy stopień utlenienia wzrasta od +1 (F) do +8 (O 4). W innych przypadkach najwyższy stopień utlenienia gazu szlachetnego jest mniejszy (+4 F 4) niż dla poprzedniego halogenu (+7 O 4 −). Dlatego na krzywej okresowej zależności najwyższego stopnia utlenienia od numeru seryjnego pierwiastka, maksima przypadają albo na gaz szlachetny, albo na poprzedzający go halogen (minima są zawsze na metal alkaliczny). Wyjątkiem jest seria -, w której ani halogen () ani gaz szlachetny () nie mają w ogóle wysokich stopni utlenienia, a środkowy element serii, azot, ma najwyższą wartość najwyższego stopnia utlenienia; dlatego w serii - okazuje się, że zmiana najwyższego stopnia utlenienia przechodzi przez maksimum. Ogólnie rzecz biorąc, wzrost najwyższego stopnia utlenienia w szeregu pierwiastków od metalu alkalicznego do halogenu lub do gazu szlachetnego nie jest w żadnym wypadku monotonny, głównie z powodu występowania wysokich stanów utlenienia przez metale przejściowe. Przykładowo wzrost najwyższego stopnia utlenienia w szeregu - od +1 do +8 "komplikuje" fakt, że dla molibdenu, technetu i rutenu tak wysokie stopnie utlenienia jak +6 (O 3), +7 (2 O7), + 8(O4).

Przejawy prawa okresowego w odniesieniu do potencjału utleniającego

Jedną z bardzo ważnych cech substancji prostej jest jej potencjał utleniający, który odzwierciedla fundamentalną zdolność prostej substancji do interakcji z roztworami wodnymi, a także jej właściwości redoks. Okresowa jest również zmiana potencjałów utleniania prostych substancji, w zależności od liczby atomowej pierwiastka. Należy jednak pamiętać, że na potencjał utleniania prostej substancji wpływają różne czynniki, które czasami należy rozpatrywać indywidualnie. Dlatego też okresowość zmian potencjałów utleniania należy interpretować bardzo ostrożnie.

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

Pewne określone sekwencje można znaleźć w zmianie potencjałów utleniania prostych substancji. W szczególności w szeregu metali, przechodząc od zasadowych do następujących po nim pierwiastków, zmniejszają się potencjały utleniania ( + (aq) itp. - kation uwodniony):

Łatwo to wytłumaczyć wzrostem energii jonizacji atomów wraz ze wzrostem liczby usuniętych elektronów walencyjnych. Dlatego na krzywej zależności potencjałów utleniania substancji prostych od liczby atomowej pierwiastka znajdują się maksima odpowiadające metalom alkalicznym. Ale to nie jedyny powód zmiany potencjałów utleniania prostych substancji.

Okresowość wewnętrzna i wtórna

s- oraz R-elementy

Ogólne trendy w naturze zmiany wartości energii jonizacji atomów, energii powinowactwa atomów do elektronu, elektroujemności, promieni atomowych i jonowych, energii atomizacji substancji prostych, stopnia utlenienia , potencjały utleniania prostych substancji z liczby atomowej pierwiastka są rozważane powyżej. Po głębszym zbadaniu tych tendencji można stwierdzić, że wzorce zmian właściwości pierwiastków w okresach i grupach są znacznie bardziej skomplikowane. W naturze zmiany właściwości pierwiastków w okresie przejawia się okresowość wewnętrzna, a dla grupy - okresowość wtórna (odkryta przez E. V. Birona w 1915 r.).

Tak więc przechodząc z elementu s grupy I do R-element grupy VIII na krzywej energii jonizacji atomów i krzywej zmiany ich promieni ma wewnętrzne maksima i minima (patrz ryc. 1, 2, 4).

Świadczy to o wewnętrznym, okresowym charakterze zmian tych właściwości w okresie. Powyższe prawidłowości można wyjaśnić za pomocą pojęcia ekranowania jądra.

Efekt ekranowania jądra wynika z elektronów warstw wewnętrznych, które osłaniając jądro, osłabiają przyciąganie do niego elektronu zewnętrznego. Tak więc przechodząc od berylu 4 do boru 5, pomimo wzrostu ładunku jądrowego, energia jonizacji atomów spada:

Ryż. 5 Struktura ostatnich poziomów berylu, 9,32 eV (po lewej) i boru, 8,29 eV (po prawej)

Dzieje się tak, ponieważ przyciąganie do jądra 2p-elektron atomu boru jest osłabiony przez efekt ekranowania 2s-elektrony.

Oczywiste jest, że ekranowanie jądra wzrasta wraz ze wzrostem liczby wewnętrznych warstw elektronowych. Dlatego w podgrupach s- oraz R-pierwiastki, istnieje tendencja do zmniejszania energii jonizacji atomów (patrz ryc. 1).

Spadek energii jonizacji z azotu 7 N do tlenu 8 O (patrz rys. 1) tłumaczy się wzajemnym odpychaniem się dwóch elektronów tego samego orbity:

Ryż. 6 Schemat struktury ostatnich poziomów azotu, 14,53 eV (po lewej) i tlenu, 13,62 eV (po prawej)

Efekt ekranowania i wzajemnego odpychania się elektronów jednego orbitalu wyjaśnia również wewnętrzny periodyczny charakter zmiany okresu promieni atomowych (patrz ryc. 4).

Ryż. 7 Wtórna okresowa zależność promieni atomowych zewnętrznych orbitali p od liczby atomowej

Ryż. 8 Wtórna okresowa zależność pierwszej energii jonizacji atomów od liczby atomowej

Ryż. 9 Promieniowy rozkład gęstości elektronowej w atomie sodu

W charakterze zmian majątkowych s- oraz R-elementy w podgrupach, wyraźnie obserwuje się okresowość wtórną (ryc. 7). Aby to wyjaśnić, wykorzystuje się ideę przenikania elektronów do jądra. Jak pokazano na rysunku 9, elektron na dowolnym orbicie znajduje się przez pewien czas w regionie blisko jądra. Innymi słowy, elektrony zewnętrzne przenikają do jądra przez warstwy elektronów wewnętrznych. Jak widać na rysunku 9, zewnętrzna 3 s-elektron atomu sodu ma bardzo duże prawdopodobieństwo znalezienia się w pobliżu jądra w obszarze wewnętrznym Do- oraz L-warstwy elektroniczne.

Stężenie gęstości elektronowej (stopień penetracji elektronów) przy tej samej głównej liczbie kwantowej jest najwyższe dla s-elektron, mniej - dla R-elektron, jeszcze mniej - dla d-elektron itp. Na przykład przy n = 3 stopień penetracji maleje w sekwencji 3 s>3p>3d(patrz rys. 10).

Ryż. 10 Rozkład promieniowy prawdopodobieństwa znalezienia elektronu (gęstości elektronowej) na odległość r od rdzenia

Oczywiste jest, że efekt penetracji zwiększa siłę wiązania między zewnętrznymi elektronami a jądrem. Ze względu na głębszą penetrację s-elektrony osłaniają jądro w większym stopniu niż R-elektrony, a te ostatnie są silniejsze niż d-elektrony itp.

Korzystając z idei przenikania elektronów do jądra, rozważmy naturę zmiany promienia atomów pierwiastków w podgrupie węglowej. W szeregu - - - - istnieje ogólna tendencja do zwiększania promienia atomu (patrz ryc. 4, 7). Jednak wzrost ten nie jest monotoniczny. Przechodząc z Si do Ge, zewnętrzne R- elektrony przechodzą przez ekran dziesięciu 3 d-elektrony, a tym samym wzmacniają wiązanie z jądrem i ściskają powłokę elektronową atomu. Zmniejszenie 6 p-orbitale Pb w porównaniu do 5 R-orbitalny Sn ze względu na penetrację 6 p-elektrony pod podwójnym ekranem dziesięć 5 d-elektrony i czternaście 4 f-elektrony. Wyjaśnia to również niemonotoniczność zmiany energii jonizacji atomów w szeregu C-Pb i jej większą wartość dla Pb w porównaniu z atomem Sn (patrz rys. 1).

d-Elementy

W zewnętrznej warstwie atomów d-elementy (z wyjątkiem ) mają 1-2 elektrony ( ns-stan). Pozostałe elektrony walencyjne znajdują się w (n-1) d-state, czyli w warstwie przedzewnętrznej.

Podobna budowa powłok elektronowych atomów determinuje pewne ogólne właściwości d-elementy . Tym samym ich atomy charakteryzują się stosunkowo niskimi wartościami pierwszej energii jonizacji. Jak widać na rysunku 1, charakter zmiany energii jonizacji atomów w okresie w szeregu d-elementy są gładsze niż w rzędzie s- oraz p-elementy. Podczas przeprowadzki z d-grupa III pierwiastka do d-element grupy II, wartości energii jonizacji zmieniają się niemonotonicznie. Tak więc na odcinku krzywej (rys. 1) widoczne są dwa obszary, odpowiadające energii jonizacji atomów, w których 3 d Każdy z orbitali zawiera jeden i dwa elektrony. Wypełnienie 3 d-orbitale o jeden elektron kończą się na (3d 5 4s 2), co można zauważyć poprzez pewien wzrost względnej stabilności konfiguracji 4s 2 ze względu na penetrację elektronów 4s 2 pod ekranem o konfiguracji 3d 5. Najwyższa wartość energii jonizacji ma (3d 10 4s 2), co jest zgodne z pełnym uzupełnieniem Z d-podwarstwa i stabilizacja pary elektronów dzięki penetracji pod ekranem 3 d 10 -konfiguracje.

W podgrupach d-elementy, wartości energii jonizacji atomów na ogół wzrastają. Można to wytłumaczyć efektem przenikania elektronów do jądra. Więc jeśli ty d-elementy IV okresu zewnętrzne 4 s-elektrony przenikają przez ekran 3 d-elektrony, to pierwiastki VI okresu mają zewnętrzne 6 s-elektrony przenikają już pod podwójnym ekranem 5 d- i 4 f-elektrony. Na przykład:

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

W związku z tym, d-elementy VI okresu zewnętrzne b s-elektrony są silniej związane z jądrem i dlatego energia jonizacji atomów jest większa niż energii d-elementy IV okresu.

Rozmiary atomów d-pierwiastki są pośrednie między rozmiarami atomów s- oraz p elementy tego okresu. Zmiana promieni ich atomów w okresie jest gładsza niż dla s- oraz p-elementy.

W podgrupach d-elementy, promienie atomów na ogół rosną. Należy zwrócić uwagę na następującą cechę: wzrost promieni atomowych i jonowych w podgrupach d-elementy odpowiada głównie przejściu od elementu czwartego do elementu piątego okresu. Odpowiadające promienie atomowe d-elementy piątego i szóstego okresu tej podgrupy są w przybliżeniu takie same. Wyjaśnia to fakt, że wzrost promieni spowodowany wzrostem liczby warstw elektronowych podczas przejścia z 5 do 6 okresu jest kompensowany f- kompresja spowodowana wypełnieniem elektronami 4 f-podwarstwa y f-elementy VI okresu. W tym przypadku f-kompresja nazywa się lantanowiec. Z podobnymi konfiguracjami elektronicznymi warstw zewnętrznych i w przybliżeniu takimi samymi rozmiarami atomów i jonów dla d-elementy V i VI okresów tej podgrupy charakteryzują się szczególnym podobieństwem właściwości.

Elementy podgrupy skandu nie przestrzegają zauważonych prawidłowości. Dla tej podgrupy typowe są wzorce charakterystyczne dla sąsiednich podgrup. s-elementy.

Prawo okresowe - podstawa systematyki chemicznej

Zobacz też

Uwagi

Literatura

1. Achmetow N. S. Aktualne zagadnienia z przedmiotu chemia nieorganiczna. - M.: Oświecenie, 1991. - 224 s - ISBN 5-09-002630-0
2. Korolkov D.V. Podstawy chemii nieorganicznej. - M.: Oświecenie, 1982. - 271 s.
3. Mendelejew D.I. Podstawy Chemii, t. 2. M.: Goshimizdat, 1947. 389 s.
4. Mendelejew D.I.// Słownik encyklopedyczny Brockhausa i Efrona: W 86 tomach (82 tomy i 4 dodatkowe). - Petersburg. , 1890-1907.

Prawo okresowe Mendelejewa. Odkryty przez D. I. Mendelejewa w trakcie pracy nad podręcznikiem „Podstawy chemii” (1868-1871). Początkowo opracowano tabelę (1 marca 1869) „Doświadczenie układu pierwiastków na podstawie ich masy atomowej i podobieństwa chemicznego” (zob. Układ okresowy pierwiastków chemicznych). Klasyczny Formułowanie czasopism przez Mendelejewa. Prawo stwierdzało: „Własności pierwiastków, a zatem właściwości utworzonych przez nie ciał prostych i złożonych, są okresowo zależne od ich masy atomowej”. Fiz. Prawo okresowe zostało potwierdzone przez opracowanie modelu jądrowego atomu (patrz ryc. Atom) i eksperymentuj. dowód liczb. równość liczby porządkowej pierwiastka w okresie. do jądrowego układu ładunku (Z) jego atomu (1913). W rezultacie nowoczesny sformułowanie prawa okresowego: właściwości pierwiastków, a także substancji prostych i złożonych, które tworzą, są w okresowości. zależność od ładunku jądra Z. W ramach kwantowej teorii atomu wykazano, że wraz ze wzrostem Z, struktura zewn. powłoki elektronowe atomów, co bezpośrednio determinuje specyfikę substancji chemicznej. właściwości elementu.

Osobliwością prawa okresowego jest to, że nie ma ono ilości. mata. wyrażenia w postaci równania. Wizualnym odzwierciedleniem prawa okresowego jest okresowość. system chemiczny. elementy. Okresowość zmian ich właściwości wyraźnie obrazują także krzywe zmian niektórych właściwości fizycznych. ilości, takie jak potencjały jonizacji. promienie i objętości atomowe.

Prawo okresowe jest uniwersalne dla wszechświata, utrzymując swoją moc wszędzie tam, gdzie istnieją atomowe struktury materii. Jednak jego specyficzne przejawy są zdeterminowane przez warunki, w jakich dec. właściwości chemiczne. elementy. Na przykład na Ziemi specyfika tych właściwości wynika z obfitości tlenu i jego związków, m.in. tlenki, które w szczególności w dużej mierze przyczyniły się do identyfikacji samej właściwości okresowości.

Struktura układu okresowego. Współczesny układ okresowy obejmuje 109 pierwiastków chemicznych (informacje o syntezie w 1988 r. pierwiastka o Z=110). Spośród nich w naturze znalezione przedmioty 89; wszystkie pierwiastki następujące po U, czyli pierwiastki transuranowe (Z = 93 109), a także Tc (Z = 43), Pm (Z = 61) i At (Z = 85) zostały sztucznie zsyntetyzowane metodą rozkładu. reakcje jądrowe. Elementy o Z= 106 109 nie otrzymały jeszcze nazw, więc w tabelach nie ma odpowiadających im symboli; dla elementu o Z = 109 liczby masowe max. długowieczne izotopy.

W całej historii systemu okresowego opublikowano ponad 500 różnych wersji jego wizerunku. Wynikało to z prób znalezienia racjonalnego rozwiązania niektórych kontrowersyjnych problemów budowy układu okresowego (lokalizacja H, gazów szlachetnych, lantanowców i pierwiastków transuranowych itp.). Naib. rozprzestrzeniać się po. tabelaryczne formy wyrazu układu okresowego: 1) krótki zaproponował Mendelejew (w nowoczesnej formie umieszczony jest na początku tomu na kolorowym wyklejce); 2) długi został opracowany przez Mendelejewa, udoskonalony w 1905 r. przez A. Wernera (ryc. 2); 3) klatka schodowa opublikowana w 1921 r. przez H. Bohra (ryc. 3). W ostatnich dziesięcioleciach krótkie i długie formy były szczególnie szeroko stosowane jako wizualne i praktyczne. Wszystkie wymienione. formularze mają pewne zalety i wady. Jednak trudno jest zaoferować k.-l. uniwersalny wariant obrazu układu okresowego, tory odpowiednio odzwierciedlałby całą różnorodność św. w chem. pierwiastki i specyfika zmian w ich składzie chemicznym. zachowanie wraz ze wzrostem Z.

Fundament. zasadą konstruowania układu okresowego jest rozróżnianie w nim okresów (rzędów poziomych) i grup (kolumn pionowych) elementów. Współczesny system okresowy składa się z 7 okresów (siódmy, jeszcze nieukończony, powinien kończyć się hipotetycznym elementem z Z \u003d 118) i 8 grupami. zbiór pierwiastków zaczynając od metalu alkalicznego (lub wodoru w pierwszym okresie) i kończąc na gazie szlachetnym. Liczba elementów w okresach naturalnie rośnie i zaczynając od drugiego powtarzają się one parami: 8, 8, 18, 18, 32, 32, ... (szczególnym przypadkiem jest pierwszy okres zawierający tylko dwa elementy). Grupa elementów nie ma jasnej definicji; formalnie jego liczba odpowiada max. wartość stopnia utlenienia jego pierwiastków składowych, ale warunek ten w wielu przypadkach nie jest spełniony. Każda grupa jest podzielona na podgrupę główną (a) i drugorzędną (b); każdy z nich zawiera elementy podobne w chem. Święty ty, atomy to-ryh charakteryzują się tą samą strukturą zewnętrzną. muszle elektroniczne. W większości grup elementy podgrup a i b wykazują pewien chem. podobieństwo, pr. w wyższych stanach utlenienia.

Grupa VIII zajmuje szczególne miejsce w strukturze układu okresowego. Przez cały czas trwania z czasem przypisywano mu jedynie elementy „triad”: Fe-Co-Ni i platyny (Ru Rh Pd i Os-Ir-Pt), a wszystkie gazy szlachetne umieszczano we własnych. grupa zerowa; dlatego układ okresowy zawierał 9 grup. Po latach 60. Komunikaty zostały odebrane. Xe, Kr i Rn, gazy szlachetne zaczęto umieszczać w podgrupie VIIIa, a zniesiono grupę zerową. Elementy triad stanowiły podgrupę VIII6. Taki "konstrukcyjny projekt" grupy VIII pojawia się obecnie w prawie wszystkich opublikowanych wersjach ekspresji układu okresowego.

Wyróżnić. Cechą pierwszego okresu jest to, że zawiera tylko 2 elementy: H i He. Wodór ze względu na specyfikę St-in - jedności. pierwiastek, który nie ma dobrze określonego miejsca w układzie okresowym. Symbol H jest umieszczony albo w podgrupie Ia, albo w podgrupie VIIa, lub w obu jednocześnie, umieszczając symbol w nawiasach w jednej z podgrup lub ostatecznie przedstawiając jego rozkład. czcionki. Te sposoby porządkowania H opierają się na fakcie, że ma on pewne podobieństwa formalne zarówno z metalami alkalicznymi, jak i halogenami.

Ryż. 2. Okresowa forma długa. systemy chemiczne. elementy (wersja nowoczesna). Ryż. 3. Okresowy formularz drabinkowy. systemy chemiczne. elementy (H. Bohr, 1921).

Drugi okres (Li-Ne), zawierający 8 pierwiastków, rozpoczyna się od metalu alkalicznego Li (jedność, stopień utlenienia + 1); po nim następuje Be metal (stan utlenienia + 2). metaliczny znak B (stan utlenienia +3) jest słabo wyrażony, a następujący po nim C jest typowym niemetalem (stan utlenienia +4). Kolejne N, O, F i Ne-niemetale, a tylko N ma najwyższy stopień utlenienia + 5 odpowiadający numerowi grupy; O i F należą do najbardziej aktywnych niemetali.

Trzeci okres (Na-Ar) obejmuje również 8 pierwiastków, charakter zmiany w chem. st-in to-rykh jest pod wieloma względami podobny do tego obserwowanego w drugim okresie. Jednak Mg i Al są bardziej „metaliczne” niż ew. Be i B. Pozostałe pierwiastki to Si, P, S, Cl i Ar są niemetalami; wszystkie wykazują stopnie utlenienia równe liczbie grupowej, z wyjątkiem Ar. T. arr., w drugim i trzecim okresie, wraz ze wzrostem Z, obserwuje się osłabienie metalu i wzrost niemetalicznego. charakter elementów.

Wszystkie elementy pierwszych trzech okresów należą do podgrup a. Według współczesnego terminologia, elementy należące do podgrup Ia i IIa, tzw. I-elementy (w tablicy kolorów ich symbole podano na czerwono), do podgrup IIIa-VIIIa-p-elementy (symbole pomarańczowe).

Czwarty okres (K-Kr) zawiera 18 elementów. Po metalach alkalicznych K i ziemiach alkalicznych. Ca (s-elementy) następuje po serii 10 tzw. przejściowe (Sc-Zn) lub d-elementy (niebieskie symbole), które są zawarte w podgrupach b. Większość pierwiastków przejściowych (wszystkie z nich to metale) wykazuje najwyższe stopnie utlenienia równe liczbie grupowej, z wyjątkiem triady Fe-Co-Ni, gdzie Fe w określonych warunkach ma stopień utlenienia +6, a Co i Ni są maksymalnie trójwartościowy. Elementy od Ga do Kr należą do podgrup a (elementy p), a charakter zmiany ich st-in jest pod wieloma względami podobny do zmiany st-in elementów drugiego i trzeciego okresu w odpowiednich przedziałach wartości Z. Dla Kr kilka. stosunkowo stabilna komunikacja w systemie DOS. z F.

Okres piąty (Rb-Xe) jest skonstruowany podobnie do czwartego; ma również wstawkę z 10 elementów przejściowych lub d-elementów (Y-Cd). Cechy zmian pierwiastków St-in w okresie: 1) w triadzie Ru-Rh-Pd ruten wykazuje maksymalny stopień utlenienia 4-8; 2) wszystkie pierwiastki podgrup a, w tym Xe, wykazują najwyższe stopnie utlenienia równe numerowi grupy; 3) Mam słaby metaliczny. św. T. arr., właściwości pierwiastków czwartego i piątego okresu wraz ze wzrostem Z są trudniejsze do zmiany niż właściwości pierwiastków z drugiego i trzeciego okresu, co wynika przede wszystkim z obecności przejściowych pierwiastków d.

Okres szósty (Cs-Rn) zawiera 32 elementy. Oprócz dziesięciu pierwiastków d (La, Hf-Hg), zawiera rodzinę 14 pierwiastków f (czarne symbole, od Ce do Lu)-lantanowców. Są bardzo podobne w chemii. St. ty (przede wszystkim w stanie utlenienia +3) a więc nie m. b. umieszczony w innym grupy systemowe. W skróconej formie układu okresowego wszystkie lantanowce należą do podgrupy IIIa (komórka La), a ich całość jest odszyfrowana pod tabelą. Ta technika nie jest pozbawiona wad, gdyż 14 elementów wydaje się być poza systemem. W długich i drabinkowych formach układu okresowego specyfika lantanowców znajduje odzwierciedlenie w ogólnym tle ich budowy. Dr. cechy elementów okresu: 1) w triadzie Os Ir Pt tylko Os wykazuje max. stopień utlenienia +8; 2) At jest bardziej wyraźny w porównaniu do I metalicznego. postać; 3) Rn max. reaktywny z gazów szlachetnych, ale silna radioaktywność utrudnia badanie jego chemii. św.

Siódmy okres, podobnie jak szósty, powinien zawierać 32 elementy, ale nie jest jeszcze zakończony. Elementy Fr i Ra ew. podgrupy Ia i IIa, Ac analog elementów podgrupy III6. Zgodnie z koncepcją aktynowców G. Seaborga (1944), po Ac następuje rodzina 14 f-elementów aktynowców (Z = 90 103). W skróconej formie układu okresowego te ostatnie są zawarte w komórce Ac i, podobnie jak lantanowce, są zapisywane jako oddzielne. wiersz pod tabelą. Ta technika zakładała obecność pewnej substancji chemicznej. podobieństwa elementów dwóch f-rodzin. Jednak szczegółowe badanie chemii aktynowców wykazało, że wykazują one znacznie szerszy zakres stanów utlenienia, w tym takie jak +7 (Np, Pu, Am). Ponadto ciężkie aktynowce charakteryzują się stabilizacją niższych stanów utlenienia (+2 lub nawet +1 dla Md).

Ocena chem. natura Ku (Z = 104) i Ns (Z = 105), zsyntetyzowanych w liczbie pojedynczych bardzo krótko żyjących atomów, doprowadziła do wniosku, że pierwiastki te są odpowiednio analogami. Hf i Ta, czyli pierwiastki d, i należy zaliczyć do podgrup IV6 i V6. Chem. Nie przeprowadzono identyfikacji elementów o Z = 106 109, ale można przypuszczać, że należą one do elementów przejściowych siódmego okresu. Obliczenia komputerowe wskazują, że pierwiastki o Z = 113 118 należą do pierwiastków p (podgrupy IIIa VIIIa).