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Il significato della legge periodica del sistema periodico. Il significato del sistema periodico e la legge periodica D

Nel 1869, D.I. Mendeleev, sulla base di un'analisi delle proprietà di sostanze e composti semplici, formulò la legge periodica: "Le proprietà dei corpi semplici e dei composti degli elementi dipendono periodicamente dalla grandezza delle masse atomiche degli elementi." Sulla base della legge periodica, è stato compilato il sistema periodico degli elementi. In esso, gli elementi con proprietà simili sono stati combinati in colonne di gruppi verticali. In alcuni casi, quando si posizionavano gli elementi nella tavola periodica, era necessario interrompere la sequenza delle masse atomiche crescenti per mantenere la periodicità della ripetizione delle proprietà. Ad esempio, è stato necessario “scambiare” tellurio e iodio, nonché argon e potassio. Il motivo è che Mendeleev propose la legge periodica in un'epoca in cui non si sapeva ancora nulla della struttura dell'atomo. Dopo che nel XX secolo fu proposto il modello planetario dell'atomo, la legge periodica è formulata come segue:

“Le proprietà degli elementi chimici e dei composti dipendono periodicamente dalle cariche dei nuclei atomici”.

La carica del nucleo è uguale al numero dell'elemento nella tavola periodica e al numero di elettroni nel guscio elettronico dell'atomo. Questa formulazione spiegava le "violazioni" della Legge Periodica. Nella tavola periodica, il numero del periodo è uguale al numero di livelli elettronici nell'atomo, il numero del gruppo per gli elementi dei sottogruppi principali è uguale al numero di elettroni nel livello esterno.

Importanza scientifica della legge periodica. La legge periodica ha permesso di sistematizzare le proprietà degli elementi chimici e dei loro composti. Durante la compilazione della tavola periodica, Mendeleev predisse l'esistenza di molti elementi da scoprire, lasciando loro celle vuote, e predisse molte proprietà degli elementi da scoprire, che ne facilitarono la scoperta. La prima di queste seguì quattro anni dopo.

Ma il grande merito di Mendeleev non sta solo nella scoperta di cose nuove.

Mendeleev ha scoperto una nuova legge della natura. Invece di sostanze disparate e non collegate, la scienza si trovò di fronte a un unico sistema armonioso che univa tutti gli elementi dell'Universo in un unico insieme; gli atomi iniziarono a essere considerati come:

1. organicamente collegati tra loro da uno schema comune,

2. rilevare la transizione dei cambiamenti quantitativi nel peso atomico in cambiamenti qualitativi nella loro sostanza chimica. individualità,

3. indicando che l'opposto è metallico. e non metallico. Le proprietà degli atomi non sono assolute, come si pensava in precedenza, ma solo di natura relativa.

24. L'emergere di teorie strutturali nel processo di sviluppo della chimica organica. La scienza atomico-molecolare come base teorica per le teorie strutturali.

Chimica organica. Per tutto il XVIII secolo. Nella questione delle relazioni chimiche tra organismi e sostanze, gli scienziati sono stati guidati dalla dottrina del vitalismo, una dottrina che considerava la vita come un fenomeno speciale, soggetto non alle leggi dell'universo, ma all'influenza di speciali forze vitali. Questa visione fu ereditata da molti scienziati del XIX secolo, anche se le sue fondamenta furono scosse già nel 1777, quando Lavoisier suggerì che la respirazione fosse un processo simile alla combustione.

Nel 1828, il chimico tedesco Friedrich Wöhler (1800–1882), riscaldando il cianato di ammonio (questo composto era classificato incondizionatamente come sostanza inorganica), ottenne l'urea, un prodotto di scarto dell'uomo e degli animali. Nel 1845 Adolf Kolbe, uno studente di Wöhler, sintetizzò l'acido acetico dagli elementi iniziali carbonio, idrogeno e ossigeno. Nel 1850, il chimico francese Pierre Berthelot iniziò un lavoro sistematico sulla sintesi di composti organici e ottenne alcoli metilici ed etilici, metano, benzene e acetilene. Uno studio sistematico dei composti organici naturali ha dimostrato che tutti contengono uno o più atomi di carbonio e molti contengono atomi di idrogeno. Teoria dei tipi. La scoperta e l'isolamento di un numero enorme di composti complessi contenenti carbonio hanno sollevato la questione della composizione delle loro molecole e hanno portato alla necessità di rivedere il sistema di classificazione esistente. Nel 1840, gli scienziati chimici si resero conto che le idee dualistiche di Berzelius si applicavano solo ai sali inorganici. Nel 1853 si tentò di classificare tutti i composti organici per tipo. Una "teoria dei tipi" generalizzata fu proposta da un chimico francese Carlo Federico Gerardo, che credeva che la combinazione di diversi gruppi di atomi fosse determinata non dalla carica elettrica di questi gruppi, ma dalle loro proprietà chimiche specifiche.

Chimica strutturale. Nel 1857 Kekule, basandosi sulla teoria della valenza (per valenza si intendeva il numero di atomi di idrogeno che si combinano con un atomo di un dato elemento), suggerì che il carbonio è tetravalente e quindi può combinarsi con altri quattro atomi, formando lunghe catene - dritti o ramificati. Pertanto, le molecole organiche iniziarono a essere rappresentate non sotto forma di combinazioni di radicali, ma sotto forma di formule strutturali: atomi e legami tra loro.

Nel 1874, un chimico danese Jacob van non Hoff e il chimico francese Joseph Achille Le Bel (1847-1930) estese questa idea alla disposizione degli atomi nello spazio. Credevano che le molecole non fossero strutture piatte, ma tridimensionali. Questo concetto ha permesso di spiegare molti fenomeni ben noti, ad esempio l'isomeria spaziale, l'esistenza di molecole della stessa composizione, ma con proprietà diverse. I dati si adattano molto bene Louis Pasteur sugli isomeri dell'acido tartarico.

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La prima versione della tavola periodica degli elementi fu pubblicata da Dmitri Ivanovich Mendeleev nel 1869, molto prima che fosse studiata la struttura dell'atomo. La guida di D. I. Mendeleev in questo lavoro erano le masse atomiche (pesi atomici) degli elementi. Disponendo gli elementi in ordine crescente in base al loro peso atomico, D. I. Mendeleev scoprì una legge fondamentale della natura, che ora è conosciuta come Legge Periodica: le proprietà degli elementi cambiano periodicamente in base al loro peso atomico.

La novità fondamentale della Legge Periodica, scoperta e formulata da D. I. Mendeleev, era la seguente:

1. È stata stabilita una connessione tra elementi dissimili nelle loro proprietà. Questa connessione sta nel fatto che le proprietà degli elementi cambiano gradualmente e approssimativamente allo stesso modo all'aumentare del loro peso atomico, e quindi questi cambiamenti SI RIPETONO PERIODICAMENTE.

2. Nei casi in cui sembrava che mancasse qualche collegamento nella sequenza dei cambiamenti nelle proprietà degli elementi, nella tavola periodica venivano forniti dei GAPS che dovevano essere riempiti con elementi che non erano ancora stati scoperti. Inoltre, la Legge Periodica ha permesso di PREVEDERE le proprietà di questi elementi.

In tutti i precedenti tentativi di determinare la relazione tra gli elementi, altri ricercatori hanno cercato di creare un quadro completo in cui non ci fosse spazio per elementi che non erano ancora stati scoperti.

È ammirevole che D. I. Mendeleev abbia fatto la sua scoperta in un momento in cui i pesi atomici di molti elementi erano determinati in modo molto approssimativo e si conoscevano solo 63 elementi stessi, cioè poco più della metà di quelli a noi noti oggi.

Legge periodica secondo Mendeleev: "Le proprietà dei corpi semplici... e dei composti degli elementi dipendono periodicamente dalla grandezza delle masse atomiche degli elementi."

Sulla base della legge periodica, è stato compilato il sistema periodico degli elementi. In esso, gli elementi con proprietà simili sono stati combinati in colonne di gruppi verticali. In alcuni casi, quando si posizionavano gli elementi nella tavola periodica, era necessario interrompere la sequenza delle masse atomiche crescenti per mantenere la periodicità della ripetizione delle proprietà. Ad esempio, è stato necessario “scambiare” tellurio e iodio, nonché argon e potassio.

Tuttavia, anche dopo l’enorme e attento lavoro dei chimici per correggere i pesi atomici, in quattro punti della tavola periodica gli elementi “violano” il rigido ordine di disposizione in aumento della massa atomica.

Al tempo di D.I. Mendeleev, tali deviazioni erano considerate carenze della tavola periodica. La teoria della struttura atomica mette tutto al suo posto: gli elementi sono posizionati in modo assolutamente corretto, secondo le cariche dei loro nuclei. Come possiamo allora spiegare che il peso atomico dell'argon è maggiore del peso atomico del potassio?

Il peso atomico di qualsiasi elemento è uguale al peso atomico medio di tutti i suoi isotopi, tenendo conto della loro abbondanza in natura. Casualmente il peso atomico dell'argon è determinato dall'isotopo “più pesante” (si trova in natura in quantità maggiori). Nel potassio, invece, predomina il suo isotopo “più leggero” (cioè con numero di massa inferiore).

Il motivo è che Mendeleev propose la legge periodica in un'epoca in cui non si sapeva nulla della struttura dell'atomo. Dopo che nel XX secolo fu proposto il modello planetario dell’atomo, la legge periodica fu formulata come segue:

“Le proprietà degli elementi chimici e dei composti dipendono periodicamente dalle cariche dei nuclei atomici”.

La ragione del cambiamento periodico nelle proprietà degli elementi chimici è il riempimento periodico dei gusci elettronici. Dopo aver riempito il guscio successivo, inizia un nuovo periodo. I cambiamenti periodici negli elementi sono chiaramente visibili nei cambiamenti nella composizione e nelle proprietà degli ossidi.

Importanza scientifica della legge periodica.

La legge periodica ha permesso di sistematizzare le proprietà degli elementi chimici e dei loro composti. Durante la compilazione della tavola periodica, Mendeleev predisse l'esistenza di molti elementi da scoprire, lasciando loro celle vuote, e predisse molte proprietà degli elementi da scoprire, che ne facilitarono la scoperta. Il primo di questi seguì quattro anni dopo. L'elemento per il quale Mendeleev ha lasciato un posto e delle proprietà, il cui peso atomico aveva predetto, è apparso all'improvviso! Il giovane chimico francese Lecoq de Boisbaudran inviò una lettera all'Accademia delle Scienze di Parigi. Ha detto:<Позавчера, 27 августа 1875 года, между двумя и четырьмя часами ночи я обнаружил новый элемент в минерале цинковая обманка из рудника Пьерфитт в Пиренеях>. Ma la cosa più sorprendente doveva ancora venire. Mendeleev predisse, pur lasciando spazio a questo elemento, che la sua densità dovesse essere 5,9. E Boisbaudran affermò: l'elemento da lui scoperto ha una densità di 4,7. Mendeleev, che non aveva mai visto il nuovo elemento - il che rende la cosa ancora più sorprendente - dichiarò che il chimico francese aveva commesso un errore nei suoi calcoli. Ma Boisbaudran si è rivelato anche testardo: ha insistito per essere preciso. Poco dopo, dopo ulteriori misurazioni, divenne chiaro: Mendeleev aveva incondizionatamente ragione. Boisbaudran chiamò Gallio il primo elemento che riempie lo spazio vuoto della tavola in onore della sua patria, la Francia. E nessuno allora pensò di dargli il nome dell'uomo che predisse l'esistenza di questo elemento, l'uomo che una volta per tutte predeterminò il percorso di sviluppo della chimica. Gli scienziati del ventesimo secolo lo hanno fatto. Un elemento scoperto dai fisici sovietici porta il nome di Mendeleev.

Ma il grande merito di Mendeleev non sta solo nella scoperta di cose nuove.

1. organicamente collegati tra loro da uno schema comune,

2. rilevare la transizione dei cambiamenti quantitativi nel peso atomico in cambiamenti qualitativi nella loro sostanza chimica. individualità,

3. indicando che l'opposizione tra proprietà metalliche e non metalliche degli atomi non è assoluta, come si pensava in precedenza, ma solo relativa.

La scoperta della mutua connessione tra tutti gli elementi, tra le loro proprietà fisiche e chimiche ha posto un problema scientifico e filosofico di enorme importanza: questa mutua connessione, questa unità deve essere spiegata.

La ricerca di Mendeleev fornì una base solida e affidabile per i tentativi di spiegare la struttura dell'atomo: dopo la scoperta della legge periodica, divenne chiaro che gli atomi di tutti gli elementi dovrebbero essere costruiti "secondo un unico piano", che la loro struttura dovrebbe riflettono la periodicità delle proprietà degli elementi.

Solo quel modello dell'atomo potrebbe avere diritto al riconoscimento e allo sviluppo, il che avvicinerebbe la scienza alla comprensione del mistero della posizione dell'elemento nella tavola periodica. I più grandi scienziati del nostro secolo, risolvendo questo grande problema, hanno rivelato la struttura dell'atomo - quindi la legge di Mendeleev ha avuto un'enorme influenza sullo sviluppo di tutta la conoscenza moderna sulla natura della materia.

Tutti i successi della chimica moderna, i successi della fisica atomica e nucleare, compresa l'energia nucleare e la sintesi degli elementi artificiali, sono diventati possibili solo grazie alla legge periodica. A loro volta, i successi della fisica atomica, l’emergere di nuovi metodi di ricerca e lo sviluppo della meccanica quantistica hanno ampliato e approfondito l’essenza della legge periodica.

Nel secolo scorso, la legge di Mendeleev - una vera legge della natura - non solo non è diventata obsoleta e non ha perso il suo significato. Al contrario, lo sviluppo della scienza ha dimostrato che il suo significato non è stato ancora pienamente compreso e completato, che è molto più ampio di quanto il suo creatore avrebbe potuto immaginare, di quanto gli scienziati pensavano fino a poco tempo fa. È stato recentemente stabilito che non solo la struttura dei gusci elettronici esterni di un atomo, ma anche la struttura fine dei nuclei atomici è soggetta alla legge della periodicità. A quanto pare, anche gli schemi che governano il complesso e in gran parte frainteso mondo delle particelle elementari hanno al loro interno un carattere periodico.

Ulteriori scoperte in chimica e fisica hanno ripetutamente confermato il significato fondamentale della Legge Periodica. Sono stati scoperti gas inerti che si adattano perfettamente alla tavola periodica - ciò è particolarmente evidente dalla forma lunga della tavola. Il numero seriale di un elemento risulta essere uguale alla carica del nucleo di un atomo di questo elemento. Molti elementi precedentemente sconosciuti sono stati scoperti grazie ad una ricerca mirata esattamente di quelle proprietà previste dalla tavola periodica.

La legge periodica di D.I. Mendeleev è di eccezionalmente grande importanza. Ha gettato le basi per la chimica moderna e ne ha fatto una scienza unica e integrale. Gli elementi iniziarono a essere considerati in relazione, a seconda della loro posizione nella tavola periodica. La chimica ha cessato di essere una scienza descrittiva. Con la scoperta della legge periodica è diventata possibile la previsione scientifica. È diventato possibile prevedere e descrivere nuovi elementi e i loro composti. Un brillante esempio di ciò è la previsione di DI Mendeleev sull'esistenza di elementi non ancora scoperti ai suoi tempi, di cui per tre - Ga, Sc, Ge - diede una descrizione accurata delle loro proprietà.

Secondo la legge di Mendeleev, tutte le celle vuote del suo sistema da Z=1 a Z=92 furono riempite e furono scoperti gli elementi transuranici. E oggi questa legge funge da linea guida per la scoperta o la creazione artificiale di nuovi elementi chimici. Pertanto, guidati dalla legge periodica, si può sostenere che se viene sintetizzato l'elemento Z=114, allora sarà un analogo del piombo (ekaslead), se viene sintetizzato l'elemento Z=118, allora sarà un gas nobile (ekaradon).

Lo scienziato russo N.A. Morozov negli anni '80 del XIX secolo predisse l'esistenza di gas nobili, che furono poi scoperti. Nella tavola periodica completano i periodi e formano il sottogruppo principale del gruppo VII. “Prima della legge periodica”, scrisse D.I. Mendeleev, “gli elementi rappresentavano solo fenomeni frammentari e casuali della natura; non c'era motivo di aspettarsene di nuovi, e quelli ritrovati costituivano una novità del tutto inaspettata. La legge periodica è stata la prima a rendere possibile vedere gli elementi non ancora scoperti a una distanza che la visione senza l’aiuto di questa legge non aveva fino ad allora raggiunto”.

La legge periodica serviva come base per correggere le masse atomiche degli elementi. Le masse atomiche di 20 elementi furono corrette da D.I. Mendeleev, dopo di che questi elementi presero posto nella tavola periodica.

Sulla base della legge periodica e del sistema periodico di D.I. Mendeleev, si sviluppò rapidamente la dottrina della struttura dell'atomo. Ha rivelato il significato fisico della legge periodica e ha spiegato la disposizione degli elementi nella tavola periodica. La correttezza della dottrina della struttura dell'atomo è sempre stata verificata dalla legge periodica. Ecco un altro esempio. Nel 1921, N. Bohr dimostrò che l'elemento Z = 72, la cui esistenza fu predetta da D. I. Mendeleev nel 1870 (ekabor), dovrebbe avere una struttura atomica simile all'atomo di zirconio (Zr - 2. 8. 18. 10 . 2; e Hf - 2. 8. 18. 32. 10. 2), e quindi va ricercato tra i minerali di zirconio. Seguendo questo consiglio, nel 1922, il chimico ungherese D. Hevesy e lo scienziato olandese D. Coster scoprirono l'elemento Z=72 nel minerale di zirconio norvegese, chiamandolo afnio (dal nome latino di Copenhagen, luogo in cui fu scoperto l'elemento). . Questo fu il più grande trionfo della teoria della struttura atomica: in base alla struttura dell'atomo si prevedeva la posizione di un elemento in natura.

Lo studio della struttura degli atomi ha portato alla scoperta dell'energia atomica e al suo utilizzo per i bisogni umani. Possiamo dire che la legge periodica è la fonte primaria di tutte le scoperte della chimica e della fisica del XX secolo. Ha svolto un ruolo eccezionale nello sviluppo di altre scienze naturali legate alla chimica.

La legge e il sistema periodici sono alla base della soluzione dei problemi moderni nella scienza chimica e nell'industria. Tenendo conto del sistema periodico degli elementi chimici di D.I. Mendeleev, sono in corso i lavori per ottenere nuovi materiali polimerici e semiconduttori, leghe resistenti al calore, sostanze con proprietà specificate, per utilizzare l'energia nucleare, per utilizzare le viscere della Terra e dell'Universo.

La tavola periodica degli elementi ha avuto una grande influenza sul successivo sviluppo della chimica.

Dmitrij Ivanovic Mendeleev (1834-1907)

Non solo fu la prima classificazione naturale degli elementi chimici, dimostrando che formano un sistema armonioso e sono in stretta connessione tra loro, ma divenne anche un potente strumento per ulteriori ricerche.

All'epoca in cui Mendeleev compilò la sua tavola basandosi sulla legge periodica da lui scoperta, molti elementi erano ancora sconosciuti. Pertanto, l'elemento scandio del quarto periodo era sconosciuto. In termini di massa atomica, il titanio veniva dopo il calcio, ma il titanio non poteva essere posto subito dopo il calcio, poiché cadrebbe nel terzo gruppo, mentre il titanio forma un ossido superiore, e secondo altre proprietà dovrebbe essere classificato nel quarto gruppo . Pertanto, Mendeleev ha saltato una cella, cioè ha lasciato spazio libero tra calcio e titanio. Sulla stessa base, nel quarto periodo, furono lasciate due celle libere tra zinco e arsenico, ora occupate dagli elementi gallio e germanio. Nelle altre file ci sono ancora posti vuoti. Mendeleev non solo era convinto che dovessero esserci elementi ancora sconosciuti che avrebbero riempito questi spazi, ma predisse anche in anticipo le proprietà di tali elementi in base alla loro posizione tra gli altri elementi della tavola periodica. A uno di essi diede il nome ekabor, che in futuro avrebbe dovuto occupare un posto tra il calcio e il titanio (poiché si supponeva che le sue proprietà assomigliassero al boro); gli altri due, per i quali nella tabella erano rimasti degli spazi tra zinco e arsenico, furono denominati eka-alluminio ed eca-silicio.

Nel corso dei successivi 15 anni, le previsioni di Mendeleev furono brillantemente confermate: tutti e tre gli elementi attesi furono scoperti. Innanzitutto, il chimico francese Lecoq de Boisbaudran scoprì il gallio, che possiede tutte le proprietà dell'eka-alluminio; poi, in Svezia, L. F. Nilsson scoprì lo scandio, che aveva le proprietà dell'ekaboro, e infine, alcuni anni dopo, in Germania, K. A. Winkler scoprì un elemento che chiamò germanio, che si rivelò identico all'ekasilicio.

Per giudicare la sorprendente accuratezza della lungimiranza di Mendeleev, confrontiamo le proprietà dell’eca-silicio da lui previste nel 1871 con le proprietà del germanio scoperte nel 1886:

La scoperta del gallio, dello scandio e del germanio fu il più grande trionfo della legge periodica.

Il sistema periodico ebbe grande importanza anche per stabilire la valenza e le masse atomiche di alcuni elementi. Pertanto, l'elemento berillio è stato a lungo considerato un analogo dell'alluminio e al suo ossido è stata assegnata la formula. Sulla base della composizione percentuale e della formula prevista dell'ossido di berillio, la sua massa atomica è stata considerata pari a 13,5. La tavola periodica ha dimostrato che c'è un solo posto per il berillio nella tabella, cioè sopra il magnesio, quindi il suo ossido deve avere la formula , che dà la massa atomica del berillio pari a dieci. Questa conclusione fu presto confermata dalla determinazione della massa atomica del berillio in base alla densità del vapore del suo cloruro.

Esattamente E attualmente la legge periodica rimane il filo conduttore e il principio guida della chimica. È sulla sua base che negli ultimi decenni sono stati creati artificialmente gli elementi transuranici situati nella tavola periodica dopo l'uranio. Uno di questi - l'elemento n. 101, ottenuto per la prima volta nel 1955 - fu chiamato mendelevio in onore del grande scienziato russo.

La scoperta della legge periodica e la creazione di un sistema di elementi chimici è stata di grande importanza non solo per la chimica, ma anche per la filosofia, per la nostra intera comprensione del mondo. Mendeleev ha dimostrato che gli elementi chimici formano un sistema armonioso, basato su una legge fondamentale della natura. Questa è un'espressione della posizione della dialettica materialista sull'interconnessione e l'interdipendenza dei fenomeni naturali. Rivelando la relazione tra le proprietà degli elementi chimici e la massa dei loro atomi, la legge periodica è stata una brillante conferma di una delle leggi universali dello sviluppo della natura: la legge della transizione dalla quantità alla qualità.

Il successivo sviluppo della scienza ha permesso, sulla base della legge periodica, di comprendere la struttura della materia molto più profondamente di quanto fosse possibile durante la vita di Mendeleev.

La teoria della struttura atomica sviluppata nel XX secolo, a sua volta, ha dato alla legge periodica e al sistema periodico degli elementi una nuova e più profonda illuminazione. Le parole profetiche di Mendeleev furono brillantemente confermate: "La legge periodica non è minacciata di distruzione, ma vengono promesse solo sovrastrutture e sviluppo".

introduzione

La chimica ha cessato di essere una scienza descrittiva. Con la scoperta della legge periodica è diventata possibile la previsione scientifica. È diventato possibile prevedere e descrivere nuovi elementi e i loro composti... Un brillante esempio di ciò è la previsione di D.I. Mendeleev sull'esistenza di elementi non ancora scoperti ai suoi tempi, di cui per tre - Ga, Sc e Ge - diede un descrizione accurata delle loro proprietà.

La tavola periodica e il suo significato per comprendere il quadro scientifico del mondo

Tavola periodica degli elementi di D. I. Mendeleev, una classificazione naturale degli elementi chimici, che è un'espressione tabellare (o altra grafica) legge periodica di mendeleev. PS e. sviluppato da D.I. Mendeleev nel 1869-1871.

Storia di P.s. e. Tentativi di sistematizzare gli elementi chimici furono fatti da vari scienziati in Germania, Francia, Inghilterra e Stati Uniti a partire dagli anni '30 del XIX secolo. I predecessori di Mendeleev - I. Döbereiner, E. Dumas, chimico francese A. Chancourtois, inglese. i chimici W. Odling, J. Newlands e altri stabilirono l'esistenza di gruppi di elementi con proprietà chimiche simili, i cosiddetti "gruppi naturali" (ad esempio, le "triadi" di Döbereiner). Tuttavia, questi scienziati non sono andati oltre la definizione di modelli particolari all’interno dei gruppi. Nel 1864 L. Meyer Sulla base dei dati sui pesi atomici, ha proposto una tabella che mostra il rapporto dei pesi atomici per diversi gruppi caratteristici di elementi. Meyer non ha fatto messaggi teorici dal suo tavolo.

Il prototipo scientifico di P. s. e. apparve la tabella "Esperienza di un sistema di elementi in base al loro peso atomico e somiglianza chimica", compilata da Mendeleev il 1 marzo 1869. Nei due anni successivi, l'autore migliorò questa tabella, introdusse idee su gruppi, serie e periodi di elementi; ha tentato di stimare la capacità di periodi piccoli e grandi, contenenti, a suo avviso, rispettivamente 7 e 17 elementi. Nel 1870 chiamò il suo sistema naturale e nel 1871 periodico. Già allora la struttura di P. s. e. ha acquisito una forma moderna sotto molti aspetti.

Estremamente importante per l'evoluzione di P. s. e. l'idea introdotta da Mendeleev sulla posizione di un elemento nel sistema si è rivelata vera; La posizione dell'elemento è determinata dal periodo e dai numeri del gruppo. Sulla base di questa idea, Mendeleev giunse alla conclusione che era necessario modificare i pesi atomici allora accettati di alcuni elementi (U, In, Ce e i suoi analoghi), che fu la prima applicazione pratica dei pesi atomici. e., e anche per la prima volta predisse l'esistenza e le proprietà di base di diversi elementi sconosciuti, che corrispondevano alle celle vuote di P. s. e. Un classico esempio è la previsione dell’“ekaalluminio” (il futuro Ga, scoperto da P. Lecoq de Boisbaudran nel 1875), “ekabor” (Sc, scoperto dallo scienziato svedese L. Nilson nel 1879) e “exasilicon” (Ge, scoperto dallo scienziato tedesco K. Winkler nel 1886). Inoltre, Mendeleev predisse l'esistenza di analoghi di manganese (futuri Tc e Re), tellurio (Po), iodio (At), cesio (Fr), bario (Ra), tantalio (Pa).

PS e. non ha ottenuto immediatamente il riconoscimento come generalizzazione scientifica fondamentale; la situazione cambiò sensibilmente solo dopo la scoperta di Ga, Sc, Ge e l'accertamento della divalenza del Be (fu considerato per lungo tempo trivalente). Tuttavia, P. s. e. per molti aspetti rappresentava una generalizzazione empirica dei fatti, poiché il significato fisico della legge periodica non era chiaro e non c'erano spiegazioni sulle ragioni del cambiamento periodico delle proprietà degli elementi in base all'aumento dei pesi atomici. Pertanto, fino alla fondatezza fisica della legge periodica e allo sviluppo della teoria di P. s. e. molti fatti non potevano essere spiegati. Pertanto, la scoperta alla fine del XIX secolo fu inaspettata. gas inerti, che sembravano non trovare posto in P. s. e.; questa difficoltà è stata eliminata grazie all'inserimento di p. e. gruppo zero indipendente (poi VIII UN-sottogruppi). La scoperta di molti “radioelementi” all’inizio del XX secolo. ha portato ad una contraddizione tra la necessità della loro collocazione in P. s. e. e la sua struttura (per più di 30 di tali elementi vi erano 7 posti “vacanti” nel sesto e settimo periodo). Questa contraddizione è stata superata a seguito della scoperta isotopi. Infine, il valore del peso atomico (massa atomica) come parametro che determina le proprietà degli elementi ha gradualmente perso il suo significato.

Uno dei motivi principali dell'impossibilità di spiegare il significato fisico della legge periodica e di P. s. e. consisteva nell'assenza di una teoria della struttura atomica. Pertanto, la pietra miliare più importante nel percorso di sviluppo di P.. e. Apparve un modello planetario dell'atomo, proposto da E. Rutherford(1911). Su questa base, lo scienziato olandese A. van den Broek suggerì (1913) che il numero di serie di un elemento nel P. s. e. (numero atomico Z) è numericamente uguale alla carica del nucleo atomico (in unità di carica elementare). Ciò fu confermato sperimentalmente da G. Moseley(1913-14, cfr Legge Moseley). Pertanto, è stato possibile stabilire che la periodicità dei cambiamenti nelle proprietà degli elementi dipende dal numero atomico e non dal peso atomico. Di conseguenza, il limite inferiore di P. s. è stato determinato su base scientifica. e. (idrogeno come elemento con Z minimo = 1); viene stimato con precisione il numero di elementi tra idrogeno e uranio; È stato accertato che “lacune” in P. s. e. corrispondono a elementi sconosciuti con Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87.

Tuttavia, la questione del numero esatto di elementi delle terre rare è rimasta poco chiara e (cosa particolarmente importante) non sono state rivelate le ragioni dei cambiamenti periodici nelle proprietà degli elementi che dipendono da Z. Queste ragioni sono state trovate durante l'ulteriore sviluppo di la teoria degli elementi delle terre rare. e. basato su concetti quantistici della struttura dell'atomo (vedi sotto). La giustificazione fisica della legge periodica e la scoperta del fenomeno dell'isotonia hanno permesso di definire scientificamente il concetto di “massa atomica” (“peso atomico”). La tavola periodica allegata contiene i valori moderni delle masse atomiche degli elementi sulla scala del carbonio secondo la Tavola Internazionale del 1973. I numeri di massa degli isotopi più longevi degli elementi radioattivi sono indicati tra parentesi quadre. Al posto dei numeri di massa degli isotopi più stabili 99 Tc, 226 Ra, 231 Pa e 237 Np, sono indicate le masse atomiche di questi isotopi adottate (1969) dalla Commissione internazionale per i pesi atomici.

Struttura di P. s. e. Moderno (1975) P.p. e. copre 106 elementi chimici; di questi, tutto il transuranio (Z = 93-106), nonché gli elementi con Z = 43 (Tc), 61 (Pm), 85 (At) e 87 (Fr) sono stati ottenuti artificialmente. Nel corso della storia di P. s. e. sono state proposte un gran numero (diverse centinaia) di opzioni per la sua rappresentazione grafica, principalmente sotto forma di tabelle; Le immagini sono note anche sotto forma di varie figure geometriche (spaziali e planari), curve analitiche (ad esempio spirali), ecc. Le più diffuse sono tre forme di P. s. e.: corto, proposto da Mendeleev e ricevuto riconoscimento universale; lunga scalinata. Anche la forma lunga fu sviluppata da Mendeleev, e in una forma migliorata fu proposta nel 1905 da A. Werner. La forma a scala fu proposta dallo scienziato inglese T. Bailey (1882), dallo scienziato danese J. Thomsen (1895) e migliorata da N. Borom(1921). Ognuna delle tre forme presenta vantaggi e svantaggi. Il principio fondamentale della costruzione di P. s. e. è la divisione di tutti gli elementi chimici in gruppi e periodi. Ciascun gruppo a sua volta è suddiviso in sottogruppi principali (a) e secondari (b). Ogni sottogruppo contiene elementi che hanno proprietà chimiche simili. Elementi UN- E B-i sottogruppi di ciascun gruppo, di regola, mostrano una certa somiglianza chimica tra loro, principalmente negli stati di ossidazione più elevati, che, di regola, corrispondono al numero del gruppo. Un periodo è un insieme di elementi che iniziano con un metallo alcalino e terminano con un gas inerte (un caso speciale è il primo periodo); Ogni periodo contiene un numero di elementi rigorosamente definito. PS e. è composta da 8 gironi e 7 periodi (il settimo non è ancora terminato).

La specificità del primo periodo è che contiene solo 2 elementi: H e He. Il posto di H nel sistema è ambiguo: poiché presenta proprietà comuni ai metalli alcalini e agli alogeni, è collocato in I UN-, oppure (preferibilmente) in VII UN-sottogruppo. Elio - il primo rappresentante del VII UN-sottogruppi (tuttavia, per molto tempo He e tutti i gas inerti sono stati combinati in un gruppo zero indipendente).

Il secondo periodo (Li - Ne) contiene 8 elementi. Si inizia con il metallo alcalino Li, il cui unico stato di ossidazione è I. Poi arriva Be, un metallo, lo stato di ossidazione di II. Il carattere metallico del successivo elemento B è debolmente espresso (stato di ossidazione III). Il seguente C è un tipico non metallo e può essere tetravalente positivamente o negativamente. I successivi N, O, F e Ne sono non metalli, e solo per N lo stato di ossidazione più elevato V corrisponde al numero del gruppo; l'ossigeno mostra solo raramente una valenza positiva e per F è noto lo stato di ossidazione VI. Il periodo termina con il gas inerte Ne.

Anche il terzo periodo (Na - Ar) contiene 8 elementi, la natura dei cambiamenti nelle proprietà dei quali è in gran parte simile a quella osservata nel secondo periodo. Tuttavia, il Mg, a differenza del Be, è più metallico, così come lo è l'Al rispetto al B, sebbene l'Al sia intrinsecamente anfotero. Si, P, S, Cl, Ar sono tipici non metalli, ma tutti (eccetto Ar) presentano stati di ossidazione superiori pari al numero del gruppo. Pertanto, in entrambi i periodi, all'aumentare di Z, si osserva un indebolimento del carattere metallico e un rafforzamento del carattere non metallico degli elementi. Mendeleev chiamò tipici gli elementi del secondo e del terzo periodo (piccoli, nella sua terminologia). È significativo che siano tra i più diffusi in natura e che C, N e O siano, insieme all'H, gli elementi principali della materia organica (organogeni). Tutti gli elementi dei primi tre periodi sono compresi nei sottogruppi UN .

Secondo la terminologia moderna (vedi sotto), appartengono elementi di questi periodi S-elementi (metalli alcalini e alcalino terrosi) che compongono I UN- e II UN-sottogruppi (evidenziati in rosso sulla tavola dei colori), e R-elementi (B - Ne, At - Ar) inclusi in III UN-VIII UN-sottogruppi (i loro simboli sono evidenziati in arancione). Per elementi di piccoli periodi con numeri ordinali crescenti, si osserva prima una diminuzione raggi atomici, e quindi, quando il numero di elettroni nel guscio esterno dell'atomo aumenta già in modo significativo, la loro reciproca repulsione porta ad un aumento dei raggi atomici. Il massimo successivo viene raggiunto all'inizio del periodo successivo sull'elemento alcalino. Approssimativamente lo stesso schema è caratteristico dei raggi ionici.

Il quarto periodo (K - Kr) contiene 18 elementi (il primo periodo maggiore, secondo Mendeleev). Dopo il metallo alcalino K e l'elemento alcalino terroso Ca (elementi s) viene una serie di dieci cosiddetti elementi di transizione(Sc - Zn), o D- elementi (i simboli sono in blu) che sono inclusi nei sottogruppi B gruppi corrispondenti di P. s. e. La maggior parte degli elementi di transizione (tutti metalli) mostrano stati di ossidazione più elevati pari al numero del loro gruppo. L'eccezione è la triade Fe - Co - Ni, dove gli ultimi due elementi sono al massimo trivalenti positivamente e il ferro in determinate condizioni è noto nello stato di ossidazione VI. Elementi che iniziano con Ga e finiscono con Kr ( R-elementi), appartengono a sottogruppi UN, e la natura del cambiamento nelle loro proprietà è la stessa dei corrispondenti intervalli Z per gli elementi del secondo e terzo periodo. È stato stabilito che il Kr è in grado di formare composti chimici (principalmente con F), ma il suo stato di ossidazione VIII è sconosciuto.

Il quinto periodo (Rb - Xe) è costruito in modo analogo al quarto; ha inoltre un inserto di 10 elementi di transizione (Y - Cd), D-elementi. Caratteristiche specifiche del periodo: 1) nella triade Ru - Rh - Pd, solo il rutenio presenta lo stato di ossidazione VIII; 2) tutti gli elementi dei sottogruppi a presentano stati di ossidazione superiori pari al numero del gruppo, incluso Xe; 3) Ho proprietà metalliche deboli. Pertanto, la natura del cambiamento nelle proprietà all'aumentare di Z per gli elementi del quarto e quinto periodo è più complessa, poiché le proprietà metalliche sono preservate su un ampio intervallo di numeri ordinali.

Il sesto periodo (Cs - Rn) comprende 32 elementi. Oltre a 10 D-elements (La, Hf - Hg) contiene un insieme di 14 F-elementi, lantanidi, da Ce a Lu (simboli neri). Gli elementi da La a Lu sono chimicamente abbastanza simili. In forma breve P. s. e. i lantanidi sono compresi nel riquadro La (poiché il loro stato di ossidazione predominante è III) e sono scritti in una riga separata in fondo alla tabella. Questa tecnica è alquanto scomoda, poiché 14 elementi sembrano essere fuori dalla tabella. Le forme lunghe e scalinate di P. s. non presentano tale inconveniente. e., riflettendo bene la specificità dei lantanidi sullo sfondo della struttura integrale del P. s. e. Caratteristiche del periodo: 1) nella triade Os - Ir - Pt solo l'osmio presenta lo stato di ossidazione VIII; 2) At ha un carattere metallico più pronunciato (rispetto a 1); 3) L'Rn, a quanto pare (la sua chimica è stata poco studiata), dovrebbe essere il più reattivo tra i gas inerti.

Anche il settimo periodo, a partire da Fr (Z = 87), dovrebbe contenere 32 elementi, di cui finora conosciuti 20 (fino all'elemento con Z = 106). Fr e Ra sono rispettivamente gli elementi I UN- e II UN-sottogruppi (s-elementi), Ac - analogo degli elementi III B-sottogruppi ( D-elemento). I successivi 14 elementi, F-elementi (con Z da 90 a 103) compongono la famiglia attinidi. In forma breve P. s. e. occupano la cella Ac e sono scritti in una riga separata in fondo alla tabella, come i lantanidi, al contrario dei quali sono caratterizzati da una notevole varietà di stati di ossidazione. A questo proposito, in termini chimici, le serie dei lantanidi e degli attinidi mostrano notevoli differenze. Uno studio sulla natura chimica degli elementi con Z = 104 e Z = 105 ha mostrato che questi elementi sono analoghi rispettivamente dell'afnio e del tantalio, cioè D-elementi e dovrebbero essere inseriti in IV B- e V B- sottogruppi. Membri B-sottogruppi dovrebbero esserci elementi successivi fino a Z = 112, e poi apparirà (Z = 113-118) R-elementi (III UN-VIII UN-sottogruppi).

Teoria di P. s. e. La teoria di P. si basa su e. risiede l'idea delle leggi specifiche che governano la costruzione di gusci elettronici (strati, livelli) e sottolivelli (gusci, sottolivelli) negli atomi all'aumentare di Z. Questa idea fu sviluppata da Bohr nel 1913-1921, tenendo conto della natura di il cambiamento nelle proprietà degli elementi chimici nello spettro elettronico. e. e i risultati dello studio dei loro spettri atomici. Bohr identificò tre caratteristiche significative della formazione di configurazioni elettroniche di atomi: 1) riempimento di gusci elettronici (ad eccezione dei gusci corrispondenti ai valori del principale numero quantico N= 1 e 2) non avviene in modo monotono fino alla loro piena capacità, ma è interrotto dalla comparsa di insiemi di elettroni appartenenti a gusci con grandi valori N; 2) tipi simili di configurazioni elettroniche di atomi vengono periodicamente ripetuti; 3) confini dei periodi di P. s. e. (ad eccezione del primo e del secondo) non coincidono con i confini dei successivi gusci elettronici.

Il significato di P. s. e. PS e. ha giocato e continua a svolgere un ruolo enorme nello sviluppo delle scienze naturali. Fu la conquista più importante della scienza atomico-molecolare; permise di dare una definizione moderna del concetto di “elemento chimico” e di chiarire i concetti di sostanze e composti semplici. Modelli rivelati da P. s. e., ha avuto un'influenza significativa sullo sviluppo della teoria della struttura atomica e ha contribuito alla spiegazione del fenomeno dell'isotonia. GRAZIE. e. connesso con una formulazione strettamente scientifica del problema della previsione in chimica, che si manifestava sia nella previsione dell'esistenza di elementi sconosciuti e delle loro proprietà, sia nella previsione di nuove caratteristiche del comportamento chimico di elementi già scoperti. PS e.- i fondamenti della chimica, soprattutto inorganica; aiuta in modo significativo a risolvere problemi di sintesi di sostanze con proprietà predeterminate, sviluppo di nuovi materiali, in particolare materiali semiconduttori, selezione di catalizzatori specifici per vari processi chimici, ecc. PS e. è anche la base scientifica per l'insegnamento della chimica.

Conclusione

La tavola periodica di D.I. Mendeleev divenne la pietra miliare più importante nello sviluppo della scienza atomico-molecolare. Grazie a lei si formò il concetto moderno di elemento chimico e furono chiarite le idee su sostanze e composti semplici.

Il ruolo predittivo del sistema periodico, mostrato dallo stesso Mendeleev, nel XX secolo si è manifestato nella valutazione delle proprietà chimiche degli elementi transuranici.

L'apparizione del sistema periodico ha aperto una nuova era veramente scientifica nella storia della chimica e di una serie di scienze correlate: invece di informazioni sparse su elementi e composti, è apparso un sistema coerente, sulla base del quale è diventato possibile generalizzare, trarre conclusioni e prevedere.

Legge periodica dell'atomo di Mendeley

La legge periodica ha permesso di sistematizzare e generalizzare un'enorme quantità di informazioni scientifiche in chimica. Questa funzione della legge è solitamente chiamata integrativa. Si manifesta particolarmente chiaramente nella strutturazione del materiale scientifico ed educativo in chimica. L'accademico A.E. Fersman ha affermato che il sistema univa tutta la chimica in un'unica connessione spaziale, cronologica, genetica ed energetica.

Il ruolo integrativo della Legge periodica si è manifestato anche nel fatto che alcuni dati sugli elementi, presumibilmente estranei alle leggi generali, sono stati verificati e chiariti sia dall'autore stesso che dai suoi seguaci.

Ciò è accaduto con le caratteristiche del berillio. Prima del lavoro di Mendeleev, era considerato un analogo trivalente dell'alluminio a causa della loro cosiddetta somiglianza diagonale. Quindi nel secondo periodo c'erano due elementi trivalenti e non uno solo bivalente. Fu in questa fase, dapprima a livello di costruzione di modelli mentali, che Mendeleev sospettò un errore negli studi sulle proprietà del berillio. Poi trovò il lavoro del chimico russo Avdeev, il quale sosteneva che il berillio era bivalente e aveva un peso atomico di 9. Il lavoro di Avdeev passò inosservato al mondo scientifico, l'autore morì prematuramente, apparentemente essendo stato avvelenato da composti di berillio estremamente velenosi. I risultati della ricerca di Avdeev sono stati stabiliti nella scienza grazie alla Legge Periodica.

Tali modifiche e perfezionamenti dei valori sia dei pesi atomici che delle valenze furono apportati da Mendeleev per altri nove elementi (In, V, Th, U, La, Ce e altri tre lantanidi). Per altri dieci elementi furono corretti solo i pesi atomici. E tutte queste precisazioni furono successivamente confermate sperimentalmente.

Allo stesso modo, il lavoro di Karl Karlovich Klaus ha aiutato Mendeleev a formare un VIII gruppo di elementi unico, spiegando le somiglianze orizzontali e verticali nelle triadi di elementi:

ferro cobalto nichel

rutenio rodio palladio

platino iridio ottagonale

La funzione prognostica (predittiva) della Legge Periodica ha ricevuto la sua conferma più eclatante nella scoperta di elementi sconosciuti con i numeri di serie 21, 31 e 32. La loro esistenza fu inizialmente prevista a livello intuitivo, ma con la formazione del sistema Mendeleev fu in grado di calcolare le loro proprietà con un alto grado di precisione. La famosa storia della scoperta dello scandio, del gallio e del germanio fu il trionfo della scoperta di Mendeleev. F. Engels ha scritto: "Applicando inconsciamente la legge hegeliana del passaggio dalla quantità alla qualità, Mendeleev ha compiuto un'impresa scientifica che può essere tranquillamente collocata accanto alla scoperta di Laverrier, che calcolò l'orbita del pianeta sconosciuto Nettuno". Tuttavia, c'è il desiderio di discutere con il classico. In primo luogo, tutta la ricerca di Mendeleev, a partire dai suoi anni da studente, era abbastanza consapevolmente basata sulla legge di Hegel. In secondo luogo, Laverrier calcolò l'orbita di Nettuno secondo le leggi ben note e comprovate di Newton, e D.I. Mendeleev fece tutte le previsioni sulla base della legge universale della natura da lui stesso scoperta.

Alla fine della sua vita, Mendeleev notò con soddisfazione: “Avendo scritto nel 1871 un articolo sull'applicazione della legge periodica alla determinazione delle proprietà degli elementi non ancora scoperti, non pensavo che sarei vissuto abbastanza da giustificare questa conseguenza della legge periodica, ma la realtà rispondeva diversamente. Descrissi tre elementi: ekaboron, ekaaluminum ed ekasilicon, e meno di 20 anni dopo ebbi la gioia più grande nel vederli scoperti tutti e tre... L. de Boisbaudran, Nilsson e Winkler, da parte mia, li considero dei veri rinforzatori del sistema periodico legge. Senza di loro, non sarebbe stato riconosciuto nella misura in cui lo ha adesso”. In totale, Mendeleev predisse dodici elementi.

Fin dall'inizio, Mendeleev ha sottolineato che la legge descrive le proprietà non solo degli elementi chimici stessi, ma anche di molti dei loro composti, compresi quelli finora sconosciuti. Per confermarlo è sufficiente riportare il seguente esempio. Dal 1929, quando l'accademico P. L. Kapitsa scoprì per la prima volta la conduttività non metallica del germanio, iniziò lo sviluppo dello studio dei semiconduttori in tutti i paesi del mondo. Divenne subito chiaro che gli elementi con tali proprietà occupano il sottogruppo principale del gruppo IV. Nel corso del tempo, si è capito che le proprietà dei semiconduttori dovrebbero, in misura maggiore o minore, essere possedute da composti di elementi situati in periodi ugualmente distanti da questo gruppo (ad esempio, con una formula generale come AzB;). Ciò rese subito mirata e prevedibile la ricerca di nuovi semiconduttori di importanza pratica. Quasi tutta l'elettronica moderna si basa su tali connessioni.

È importante notare che le previsioni all'interno della tavola periodica sono state fatte anche dopo la sua accettazione generale. Nel 1913 Moseley scoprì che la lunghezza d'onda dei raggi X, che vengono ricevuti da anticatodi costituiti da elementi diversi, cambia naturalmente a seconda del numero seriale convenzionalmente assegnato agli elementi nella tavola periodica. L'esperimento ha confermato che il numero di serie di un elemento ha un significato fisico diretto. Solo successivamente i numeri seriali furono messi in relazione al valore della carica positiva del nucleo. Ma la legge di Moseley ha permesso di confermare immediatamente sperimentalmente il numero di elementi nei periodi e allo stesso tempo di prevedere i luoghi dell'afnio (n. 72) e del renio (n. 75) che non erano ancora stati scoperti a quel tempo.

Gli stessi studi di Moseley permisero di eliminare il grave “mal di testa” che certe deviazioni dalla corretta serie di masse atomiche crescenti degli elementi nella tabella delle masse atomiche causavano a Mendeleev. Mendeleev li ha realizzati sotto la pressione di analogie chimiche, in parte a livello esperto e in parte semplicemente a livello intuitivo. Ad esempio, il cobalto era davanti al nichel nella tabella, e lo iodio, con un peso atomico inferiore, seguiva il tellurio, più pesante. È noto da tempo nelle scienze naturali che un fatto “brutto” che non rientra nel quadro della teoria più bella può distruggerla. Allo stesso modo, deviazioni inspiegabili minacciavano la Legge Periodica. Ma Moseley ha dimostrato sperimentalmente che i numeri di serie del cobalto (n. 27) e del nichel (n. 28) corrispondono esattamente alla loro posizione nel sistema. Si è scoperto che queste eccezioni confermano solo la regola generale.

Un'importante previsione fu fatta nel 1883 da Nikolai Aleksandrovich Morozov. Per la partecipazione al movimento Volontà popolare, lo studente di chimica Morozov è stato condannato a morte, che è stato successivamente sostituito dall'ergastolo in isolamento. Trascorse circa trent'anni nelle prigioni reali. Un prigioniero della fortezza di Shlisselburg ebbe l'opportunità di ricevere della letteratura scientifica sulla chimica. Sulla base dell'analisi degli intervalli dei pesi atomici tra i gruppi vicini di elementi nella tavola periodica, Morozov è giunto alla conclusione intuitiva sulla possibilità dell'esistenza di un altro gruppo di elementi sconosciuti con "proprietà zero" tra i gruppi di alogeni e alcali metalli. Suggerì di cercarli nell'aria. Inoltre, ha espresso un'ipotesi sulla struttura degli atomi e, sulla base, ha cercato di rivelare le cause della periodicità nelle proprietà degli elementi.

Tuttavia, le ipotesi di Morozov divennero disponibili per la discussione molto più tardi, quando fu rilasciato dopo gli eventi del 1905. Ma a quel punto i gas inerti erano già stati scoperti e studiati.

Per molto tempo il fatto dell'esistenza dei gas inerti e della loro posizione nella tavola periodica ha causato gravi controversie nel mondo chimico. Lo stesso Mendeleev credeva da tempo che una sostanza semplice sconosciuta del tipo Nj potesse nascondersi sotto il marchio di argon aperto. La prima ipotesi razionale sulla posizione dei gas inerti fu fatta dall'autore della loro scoperta, William Ramsay. E nel 1906 Mendeleev scrisse: “Quando fu stabilita la tavola periodica (18b9), non solo l'argon non era noto, ma non c'era motivo di sospettare la possibilità dell'esistenza di tali elementi. Oggi... questi elementi, in termini di pesi atomici, hanno preso il posto esatto tra gli alogeni e i metalli alcalini”.

Per molto tempo si è discusso: allocare i gas inerti in un gruppo zero indipendente di elementi o considerarli come il sottogruppo principale del gruppo VIII. Ogni punto di vista ha i suoi pro e i suoi contro.

Sulla base della posizione degli elementi nella tavola periodica, i chimici teorici guidati da Linus Pauling dubitano da tempo della completa passività chimica dei gas nobili, puntando direttamente alla possibile stabilità dei loro fluoruri e ossidi. Ma solo nel 1962, il chimico americano Neil Bartlett fu il primo ad effettuare la reazione dell'esafluoruro di platino con l'ossigeno nelle condizioni più ordinarie, ottenendo l'esafluoroplatinato di xeno XePtF^, seguito da altri composti gassosi, che oggi sono più correttamente chiamati nobili piuttosto che inerte.

La legge periodica mantiene ancora oggi la sua funzione predittiva.

Va notato che le previsioni sui membri sconosciuti di qualsiasi insieme possono essere di due tipi. Se vengono previste le proprietà di un elemento situato all'interno di una serie nota di elementi simili, tale previsione viene chiamata interpolazione. È naturale presumere che queste proprietà saranno soggette alle stesse leggi delle proprietà degli elementi vicini. Ecco come sono state previste le proprietà degli elementi mancanti nella tavola periodica. È molto più difficile prevedere le caratteristiche dei nuovi membri degli insiemi se si trovano al di fuori della parte descritta. L’estrapolazione – la previsione dei valori delle funzioni che sono al di fuori di una serie di modelli conosciuti – è sempre meno certa.

È stato questo il problema che gli scienziati hanno dovuto affrontare quando hanno iniziato a cercare elementi oltre i confini conosciuti del sistema. All'inizio del 20 ° secolo. La tavola periodica terminava con l'uranio (n. 92). I primi tentativi di ottenere elementi transuranici furono fatti nel 1934, quando Enrico Fermi ed Emilio Segre bombardarono l'uranio con neutroni. Iniziò così la strada verso gli attinoidi e i transattinoidi.

Le reazioni nucleari vengono utilizzate anche per sintetizzare altri elementi precedentemente sconosciuti.

L'elemento n. 101, sintetizzato artificialmente da Eienn Theodor Seaborg e dai suoi colleghi, è stato chiamato “mendelevio”. Lo stesso Seaborg ha detto questo: "È particolarmente significativo notare che l'elemento 101 è stato chiamato in onore del grande chimico russo D.I. Mendeleev dagli scienziati americani, che lo hanno sempre considerato un pioniere della chimica".

Il numero di elementi appena scoperti, o meglio creati artificialmente, è in costante crescita. La sintesi dei nuclei più pesanti degli elementi con i numeri di serie 113 e 115 è stata effettuata presso l'Istituto congiunto russo per la ricerca nucleare a Dubna bombardando nuclei di americio ottenuto artificialmente con nuclei dell'isotopo pesante calcio-48. In questo caso appare il nucleo dell'elemento n. 115, che decade immediatamente per formare il nucleo dell'elemento n. 113. Tali elementi superpesanti non esistono in natura, ma si formano durante le esplosioni di supernova e potrebbero esistere anche durante il Big Bang . La loro ricerca aiuta a capire come è nato il nostro Universo.

In natura sono presenti in totale 39 isotopi radioattivi naturali. Diversi isotopi decadono a velocità diverse, caratterizzate da emivite. Il tempo di dimezzamento dell'uranio-238 è di 4,5 miliardi di anni e per alcuni altri elementi può essere pari a milionesimi di secondo.

Gli elementi radioattivi, decadendo e trasformandosi successivamente l'uno nell'altro, formano intere serie. Si conoscono tre serie di questo tipo: secondo l'elemento iniziale, tutti i membri della serie sono riuniti nelle famiglie dell'uranio, dell'attinouranio e del torio. Un'altra famiglia è costituita da isotopi radioattivi prodotti artificialmente. In tutte le famiglie le trasformazioni si completano con la comparsa di atomi di piombo non radioattivi.

Poiché la crosta terrestre può contenere solo isotopi il cui tempo di dimezzamento è commisurato all’età della Terra, possiamo supporre che nel corso di miliardi di anni della sua storia siano esistiti anche isotopi a vita breve che ora si sono letteralmente estinti. Questi probabilmente includevano l’isotopo pesante potassio-40. Come risultato del suo completo decadimento, il valore tabulato della massa atomica del potassio oggi è 39,102, quindi è inferiore in massa all'elemento n. 18 argon (39,948). Ciò spiega le eccezioni nel consistente aumento delle masse atomiche degli elementi nella tavola periodica.

L'accademico V. I. Goldansky, in un discorso dedicato alla memoria di Mendeleev, ha osservato "il ruolo fondamentale che le opere di Mendeleev svolgono anche in aree completamente nuove della chimica, sorte decenni dopo la morte del geniale creatore della tavola periodica".

La scienza è la storia e il depositario della saggezza e dell'esperienza di secoli, della loro contemplazione razionale e del giudizio testato.

D. I. Mendeleev

Accade raramente che una scoperta scientifica si riveli qualcosa di completamente inaspettato; quasi sempre viene anticipata:

Tuttavia, le generazioni successive, che utilizzano risposte comprovate a tutte le domande, spesso hanno difficoltà a comprendere quali difficoltà sia costato ai loro predecessori.

C.Darwin

Ciascuna delle scienze sul mondo che ci circonda ha come oggetto di studio forme specifiche di movimento della materia. Le idee prevalenti considerano queste forme di movimento in ordine di complessità crescente:

meccanico - fisico - chimico - biologico - sociale. Ciascuna delle forme successive non rifiuta le precedenti, ma le include.

Non è un caso che in occasione della celebrazione del centenario della scoperta della legge periodica, G. T. Seaborg abbia dedicato la sua relazione alle ultime conquiste della chimica. In esso, apprezzava molto gli straordinari risultati dello scienziato russo: “Se si considera l'evoluzione della tavola periodica dai tempi di Mendeleev, la cosa più sorprendente è che è stato in grado di creare la tavola periodica degli elementi, sebbene Mendeleev non lo fosse consapevole di concetti ormai generalmente accettati come la struttura nucleare e gli isotopi, la relazione dei numeri atomici con la valenza, la natura elettronica degli atomi, la periodicità delle proprietà chimiche spiegate dalla struttura elettronica e, infine, la radioattività.

Si possono citare le parole dell'accademico A.E. Fersman, che ha attirato l'attenzione sul futuro: “Nuove teorie, brillanti generalizzazioni appariranno e moriranno. Nuove idee sostituiranno i nostri concetti già obsoleti di atomo ed elettrone. Le più grandi scoperte ed esperimenti annulleranno il passato e apriranno oggi orizzonti di incredibile novità e ampiezza: tutto questo verrà e se ne andrà, ma la Legge Periodica di Mendeleev vivrà sempre e guiderà la ricerca.

24. L'emergere di teorie strutturali nel processo di sviluppo della chimica organica. La scienza atomico-molecolare come base teorica per le teorie strutturali.

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