Il significato del sistema periodico di Mendeleev è breve. Significato della tavola periodica
La tavola periodica degli elementi ha avuto una grande influenza sul successivo sviluppo della chimica. Non solo fu la prima classificazione naturale degli elementi chimici, dimostrando che formano un sistema armonioso e sono in stretta connessione tra loro, ma fu 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, lo scandio dell'elemento del periodo 4 era sconosciuto. In termini di massa atomica, Ti veniva dopo Ca, ma Ti non poteva essere posizionato immediatamente dopo Ca, perché rientrerebbe nel gruppo 3, ma a causa delle proprietà del Ti dovrebbe essere classificato nel gruppo 4. Pertanto, Mendeleev ha mancato una cella. Allo stesso modo, nel periodo 4, sono rimaste due celle libere tra Zn e As. Nelle altre file ci sono ancora posti vuoti. Mendeleev non solo ne era convinto che dovevano esserci elementi ancora sconosciuti che avrebbero riempito questi posti, ma prevedeva anche in anticipo le proprietà di tali elementi, in base alla loro posizione tra gli altri elementi della tavola periodica. A questi elementi furono dati anche i nomi ekaboron (poiché si supponeva che le sue proprietà assomigliassero al boro), ekaaluminium, ecasilicium...
La scoperta di Ga, Sc, Ge 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. Allo stesso modo, la tavola periodica diede impulso alla correzione delle masse atomiche di alcuni elementi. Ad esempio, al Cs era stata precedentemente assegnata una massa atomica di 123,4. Mendeleev, disponendo gli elementi in una tabella, scoprì che, secondo le sue proprietà, Cs dovrebbe trovarsi nel sottogruppo principale del primo gruppo sotto Rb e quindi avrà una massa atomica di circa 130. Le definizioni moderne mostrano che la massa atomica di Cs è 132.9054..
E attualmente la legge periodica rimane la stella polare della chimica. Fu sulla base che gli elementi transuranici furono creati artificialmente. Uno di questi, l'elemento n. 101, ottenuto per la prima volta nel 1955, fu chiamato mendelevio in onore del grande scienziato russo.
Il successivo sviluppo della scienza ha permesso, sulla base della legge periodica, di comprendere molto più profondamente la struttura della materia, di quanto ciò fosse possibile durante la vita di Mendeleev.
Le parole profetiche di Mendeleev furono brillantemente confermate: "La legge periodica non è minacciata di distruzione, ma vengono promesse solo sovrastrutture e sviluppo".
Il prerequisito per la scoperta della legge periodica furono le decisioni del congresso internazionale dei chimici tenutosi nella città di Karlsruhe nel 1860, quando fu finalmente stabilita la scienza atomico-molecolare e furono pubblicate le prime definizioni unificate dei concetti di molecola e atomo, nonché come peso atomico, che oggi chiamiamo massa atomica relativa, furono intrapresi.
DI Mendeleev nella sua scoperta si basava su punti di partenza chiaramente formulati:
La proprietà immutabile comune degli atomi di tutti gli elementi chimici è la loro massa atomica;
Le proprietà degli elementi dipendono dalle loro masse atomiche;
La forma di questa dipendenza è periodica.
I prerequisiti sopra discussi possono essere definiti oggettivi, cioè indipendenti dalla personalità dello scienziato, poiché sono stati determinati dallo sviluppo storico della chimica come scienza.
III Legge periodica e tavola periodica degli elementi chimici.
La scoperta della legge periodica da parte di Mendeleev.
La prima versione della tavola periodica degli elementi fu pubblicata da D. I. Mendeleev nel 1869, molto prima che fosse studiata la struttura dell'atomo. A quel tempo, Mendeleev insegnava chimica all'Università di San Pietroburgo. Preparandosi per le lezioni e raccogliendo materiale per il suo libro di testo "Fondamenti di chimica", D. I. Mendeleev pensò a come sistematizzare il materiale in modo tale che le informazioni sulle proprietà chimiche degli elementi non sembrassero un insieme di fatti disparati.
La guida di D. I. Mendeleev in questo lavoro erano le masse atomiche (pesi atomici) degli elementi. Dopo il Congresso mondiale dei chimici del 1860, al quale partecipò anche D.I. Mendeleev, il problema della corretta determinazione dei pesi atomici fu costantemente al centro dell'attenzione di molti importanti chimici del mondo, tra cui D.I. Mendeleev.Disponendo gli elementi in ordine crescente rispetto 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 formulazione di cui sopra non contraddice affatto quella moderna, in cui il concetto di “peso atomico” è sostituito dal concetto di “carica nucleare”. Il nucleo è costituito da protoni e neutroni. Il numero di protoni e neutroni nei nuclei della maggior parte degli elementi è approssimativamente lo stesso, quindi il peso atomico aumenta all'incirca nello stesso modo in cui aumenta il numero di protoni nel nucleo (carica nucleare Z).
La novità fondamentale della Legge Periodica 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.
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. Al contrario, D.I. Mendeleev considerava le celle ancora vuote la parte più importante della sua tavola periodica. Ciò ha permesso di prevedere l’esistenza di elementi ancora sconosciuti.
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.
La profonda conoscenza delle proprietà chimiche di vari elementi ha permesso a Mendeleev non solo di individuare elementi che non erano ancora stati scoperti, ma anche di prevederne con precisione le proprietà! DI Mendeleev predisse accuratamente le proprietà dell'elemento che chiamò "eka-silicio". 16 anni dopo, questo elemento fu effettivamente scoperto dal chimico tedesco Winkler e chiamato germanio.
Confronto delle proprietà previste da D.I. Mendeleev per l'elemento ancora da scoprire “eka-silicio” con le proprietà dell'elemento germanio (Ge). Nella moderna tavola periodica, il germanio occupa il posto dell'"eka-silicio".
Proprietà
Predetto da D.I. Mendeleev per "eka-silicio" nel 1870
Definito per il germanio Ge, scoperto nel 1886
Colore, aspetto
marrone
Marrone chiaro
Peso atomico
72,59
Densità (g/cm3)
5,5
5,35
Formula dell'ossido
XO2
GeO2
Formula del cloruro
XCl4
GeCl4
Densità del cloruro (g/cm3)
1,9
1,84
Allo stesso modo, le proprietà dell '"eka-alluminio" (l'elemento gallio Ga, scoperto nel 1875) e dell' "eka-boro" (l'elemento scandio Sc, scoperto nel 1879) furono brillantemente confermate da D.I. Mendeleev.
Successivamente, è diventato chiaro agli scienziati di tutto il mondo che la tavola periodica di D. I. Mendeleev non si limita a sistematizzare gli elementi, ma è un'espressione grafica della legge fondamentale della natura: la legge periodica.
Struttura della tavola periodica.
In base alla Legge Periodica del D.I. Mendeleev creò la tavola periodica degli elementi chimici, che consisteva di 7 periodi e 8 gruppi (versione a breve periodo della tabella). Attualmente viene utilizzata più spesso la versione a lungo periodo del sistema periodico (7 periodi, 8 gruppi, gli elementi lantanidi e attinidi sono mostrati separatamente).
I periodi sono righe orizzontali della tabella; sono divisi in piccoli e grandi. Nei periodi piccoli ci sono 2 elementi (1° periodo) o 8 elementi (2°, 3° periodo), nei periodi grandi - 18 elementi (4°, 5° periodo) o 32 elementi (6°, 5° periodo) 7° periodo). Ogni periodo inizia con un metallo tipico e termina con un non metallo (alogeno) e un gas nobile.
I gruppi sono sequenze verticali di elementi, sono numerati con numeri romani da I a VIII e lettere russe A e B. La versione a breve periodo del sistema periodico comprendeva sottogruppi di elementi (principali e secondari).
Un sottogruppo è un insieme di elementi che sono analoghi chimici incondizionati; spesso gli elementi di un sottogruppo hanno lo stato di ossidazione più alto corrispondente al numero del gruppo.
Nei gruppi A, le proprietà chimiche degli elementi possono variare in un ampio intervallo da non metallico a metallico (ad esempio, nel sottogruppo principale del gruppo V, l'azoto è un non metallo e il bismuto è un metallo).
Nella tavola periodica, i metalli tipici si trovano nel gruppo IA (Li-Fr), IIA (Mg-Ra) e IIIA (In, Tl). I non metalli si trovano nei gruppi VIIA (F-Al), VIA (O-Te), VA (N-As), IVA (C, Si) e IIIA (B). Alcuni elementi dei gruppi A (berillio Be, alluminio Al, germanio Ge, antimonio Sb, polonio Po e altri), così come molti elementi dei gruppi B presentano proprietà sia metalliche che non metalliche (il fenomeno dell'anfotericità).
Per alcuni gruppi vengono utilizzati i nomi dei gruppi: IA (Li-Fr) - metalli alcalini, IIA (Ca-Ra) - metalli alcalino terrosi, VIA (O-Po) - calcogeni, VIIA (F-At) - alogeni, VIIIA ( He-Rn) - gas nobili. La forma della tavola periodica proposta da D.I. Mendeleev, era chiamato di breve periodo o classico. Attualmente è più utilizzata un'altra forma di tavola periodica: quella a lungo periodo.
Legge periodica D.I. Mendeleev e la tavola periodica degli elementi chimici divennero la base della chimica moderna. Le masse atomiche relative sono date secondo la Tavola Internazionale del 1983. Per gli elementi 104-108, i numeri di massa degli isotopi con la vita più lunga sono indicati tra parentesi quadre. I nomi e i simboli degli elementi indicati tra parentesi non sono generalmente accettati.
IV Legge periodica e struttura dell'atomo.
Informazioni di base sulla struttura degli atomi.
Alla fine del XIX e all'inizio del XX secolo, i fisici dimostrarono che l'atomo è una particella complessa ed è costituita da particelle più semplici (elementari). Sono stati scoperti:
raggi catodici (fisico inglese J. J. Thomson, 1897), le cui particelle sono chiamate elettroni e− (portano un'unica carica negativa);
radioattività naturale degli elementi (scienziati francesi - radiochimici A. Becquerel e M. Sklodowska-Curie, fisico Pierre Curie, 1896) e esistenza di particelle α (nuclei di elio 4He2+);
la presenza di un nucleo carico positivamente al centro dell'atomo (fisico e radiochimico inglese E. Rutherford, 1911);
la trasformazione artificiale di un elemento in un altro, ad esempio l'azoto in ossigeno (E. Rutherford, 1919). Dal nucleo di un atomo di un elemento (azoto - nell'esperimento di Rutherford), in caso di collisione con una particella α, il nucleo di un atomo di un altro elemento (ossigeno) e una nuova particella che trasporta una carica positiva unitaria e chiamata protone ( p+, nucleo 1H) si sono formati.
la presenza nel nucleo di un atomo di particelle elettricamente neutre - neutroni n0 (fisico inglese J. Chadwick, 1932).
Come risultato della ricerca, si è scoperto che l'atomo di ciascun elemento (tranne 1H) contiene protoni, neutroni ed elettroni, con protoni e neutroni concentrati nel nucleo dell'atomo ed elettroni alla sua periferia (nel guscio elettronico) .
Il numero di protoni nel nucleo è uguale al numero di elettroni nel guscio dell'atomo e corrisponde al numero seriale di questo elemento nella tavola periodica.
Il guscio elettronico di un atomo è un sistema complesso. È suddiviso in sottolivelli con diverse energie (livelli energetici); i livelli, a loro volta, sono divisi in sottolivelli, e tra i sottolivelli sono compresi gli orbitali atomici, che possono differire per forma e dimensione (indicati con le lettere s, p, d, f, ecc.).
Quindi, la caratteristica principale di un atomo non è la massa atomica, ma l'entità della carica positiva del nucleo. Questa è una caratteristica più generale e accurata di un atomo, e quindi di un elemento. Tutte le proprietà dell'elemento e la sua posizione nella tavola periodica dipendono dall'entità della carica positiva del nucleo atomico. Pertanto, il numero atomico di un elemento chimico coincide numericamente con la carica del nucleo del suo atomo. La tavola periodica degli elementi è una rappresentazione grafica della legge periodica e riflette la struttura degli atomi degli elementi.
La teoria della struttura atomica spiega i cambiamenti periodici nelle proprietà degli elementi. Un aumento della carica positiva dei nuclei atomici da 1 a 110 porta ad una ripetizione periodica degli elementi strutturali del livello energetico esterno negli atomi. E poiché le proprietà degli elementi dipendono principalmente dal numero di elettroni a livello esterno, si ripetono anche periodicamente. Questo è il significato fisico della legge periodica.
Ogni periodo nel sistema periodico inizia con elementi i cui atomi al livello esterno hanno un elettrone s (livelli esterni incompleti) e quindi mostrano proprietà simili: rinunciano facilmente agli elettroni di valenza, che determina il loro carattere metallico. Questi sono metalli alcalini: Li, Na, K, Rb, Cs.
Il periodo termina con elementi i cui atomi al livello esterno contengono 2 (s2) elettroni (nel primo periodo) o 8 (s2p6) elettroni (in tutti i periodi successivi), cioè hanno un livello esterno completo. Questi sono gas nobili He, Ne, Ar, Kr, Xe, che hanno proprietà inerti.
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.
6. Legge periodica e sistema periodico D.I. Mendeleev Struttura del sistema periodico (periodo, gruppo, sottogruppo). Il significato della legge periodica e del sistema periodico.
Periodico legge D.I. Mendeleev:Proprietà dei corpi semplici, nonché forme e proprietà dei compostile differenze degli elementi dipendono periodicamente dai valori dei pesi atomici degli elementi (le proprietà degli elementi dipendono periodicamente dalla carica degli atomi dei loro nuclei).
Tavola periodica degli elementi. Serie di elementi all'interno delle quali le proprietà cambiano in sequenza, come la serie di otto elementi dal litio al neon o dal sodio all'argon, Mendeleev chiamava periodi. Se scriviamo questi due periodi uno sotto l'altro in modo che il sodio sia sotto il litio e l'argon sotto il neon, otteniamo la seguente disposizione degli elementi:
Con questa disposizione, le colonne verticali contengono elementi simili nelle loro proprietà e con la stessa valenza, ad esempio litio e sodio, berillio e magnesio, ecc.
Dopo aver diviso tutti gli elementi in periodi e aver posto un periodo sotto un altro in modo che elementi simili per proprietà e tipo di composti formati si trovassero uno sotto l'altro, Mendeleev compilò una tabella che chiamò sistema periodico di elementi per gruppi e serie.
Il significato del sistema periodicoNoi. La tavola periodica degli elementi ha avuto una grande influenza sul successivo sviluppo della chimica. Non solo fu la prima classificazione naturale degli elementi chimici, dimostrando che formano un sistema armonioso e sono in stretta connessione tra loro, ma fu anche un potente strumento per ulteriori ricerche.
7. Cambiamenti periodici nelle proprietà degli elementi chimici. Raggi atomici e ionici. Energia ionizzata. Affinità elettronica. Elettronegatività.
La dipendenza dei raggi atomici dalla carica del nucleo di un atomo Z è periodica. All'interno di un periodo, all'aumentare di Z, si osserva una tendenza alla diminuzione delle dimensioni dell'atomo, cosa che si osserva particolarmente chiaramente in brevi periodi
Con l'inizio della costruzione di un nuovo strato elettronico, più distante dal nucleo, cioè durante la transizione al periodo successivo, i raggi atomici aumentano (confronta, ad esempio, i raggi degli atomi di fluoro e di sodio). Di conseguenza, all'interno di un sottogruppo, con l'aumento della carica nucleare, le dimensioni degli atomi aumentano.
La perdita di atomi di elettroni porta ad una diminuzione della sua dimensione effettiva e l'aggiunta di elettroni in eccesso porta ad un aumento. Pertanto, il raggio di uno ione (catione) caricato positivamente è sempre più piccolo, e il raggio di un non (anione) caricato negativamente è sempre maggiore del raggio del corrispondente atomo elettricamente neutro.
All'interno di un sottogruppo, i raggi degli ioni con la stessa carica aumentano all'aumentare della carica nucleare, questo schema è spiegato dall'aumento del numero di strati elettronici e dalla crescente distanza degli elettroni esterni dal nucleo.
La proprietà chimica più caratteristica dei metalli è la capacità dei loro atomi di cedere facilmente elettroni esterni e trasformarsi in ioni caricati positivamente, mentre i non metalli, al contrario, sono caratterizzati dalla capacità di aggiungere elettroni per formare ioni negativi. Per togliere un elettrone da un atomo e trasformare quest'ultimo in uno ione positivo è necessario spendere una certa energia, detta energia di ionizzazione.
L'energia di ionizzazione può essere determinata bombardando gli atomi con elettroni accelerati in un campo elettrico. La tensione di campo più bassa alla quale la velocità dell'elettrone diventa sufficiente per ionizzare gli atomi è chiamata potenziale di ionizzazione degli atomi di un dato elemento ed è espressa in volt. Con il dispendio di energia sufficiente, due, tre o più elettroni possono essere rimossi da un atomo. Si parla quindi di primo potenziale di ionizzazione (l'energia di rimozione del primo elettrone dall'atomo) e di secondo potenziale di ionizzazione (l'energia di rimozione del secondo elettrone).
Come notato sopra, gli atomi non solo possono donare, ma anche acquisire elettroni. L'energia rilasciata quando un elettrone si attacca a un atomo libero è chiamata affinità elettronica dell'atomo. L'affinità elettronica, come l'energia di ionizzazione, è solitamente espressa in elettronvolt. Pertanto, l'affinità elettronica dell'atomo di idrogeno è 0,75 eV, ossigeno - 1,47 eV, fluoro - 3,52 eV.
Le affinità elettroniche degli atomi metallici sono tipicamente vicine allo zero o negative; Ne consegue che per gli atomi della maggior parte dei metalli l'aggiunta di elettroni è energeticamente sfavorevole. L'affinità elettronica degli atomi non metallici è sempre positiva e quanto maggiore è, quanto più il non metallo si trova vicino al gas nobile nella tavola periodica; ciò indica un aumento delle proprietà non metalliche con l'avvicinarsi della fine del periodo.
La possibilità di predire scientificamente elementi sconosciuti divenne realtà solo dopo la scoperta della legge periodica e della tavola periodica degli elementi. DI Mendeleev predisse l'esistenza di 11 nuovi elementi: ekaboron, ekasilicon, ekaaluminium, ecc. Le “coordinate” dell'elemento nel sistema periodico (numero di serie, gruppo e periodo) hanno permesso di prevedere approssimativamente la massa atomica, nonché le proprietà più importanti dell'elemento previsto. L'accuratezza di queste previsioni aumentava soprattutto quando l'elemento predetto era circondato da elementi conosciuti e sufficientemente studiati.
Grazie a ciò, nel 1875 in Francia, L. de Boisbaudran scoprì il gallio (eka-alluminio); nel 1879 L. Nilsson (Svezia) scoprì lo scandio (ekabor); nel 1886 in Germania K. Winkler scoprì il germanio (esasilicio).
Per quanto riguarda gli elementi da scoprire della nona e della decima fila, le dichiarazioni di D.I. Mendeleev sono state più caute, perché le loro proprietà sono state studiate in modo estremamente scarso. Quindi, dopo il bismuto, in cui si è concluso il sesto periodo, sono rimasti due trattini. Uno corrispondeva a un analogo del tellurio, l'altro apparteneva a un alogeno pesante sconosciuto. Nel settimo periodo si conoscevano solo due elementi: il torio e l'uranio. DI Mendeleev ha lasciato diverse celle con trattini, che avrebbero dovuto appartenere agli elementi del primo, secondo e terzo gruppo che precedono il torio. Tra il torio e l'uranio venne lasciata una cella vuota. Cinque posti vuoti furono lasciati dietro l'uranio, cioè Da quasi 100 anni erano stati previsti gli elementi transuranici.
Per confermare l'accuratezza delle previsioni di D.I. Mendeleev riguardo agli elementi della nona e decima fila, possiamo fornire un esempio con il polonio (numero di serie 84). Predicendo le proprietà dell'elemento con il numero di serie 84, D. I. Mendeleev lo designò come un analogo del tellurio e lo chiamò dwitellurio. Per questo elemento ipotizzò una massa atomica di 212 e la capacità di formare un ossido del tipo EO e. Questo elemento dovrebbe avere una densità di 9,3 g/cm 3 ed essere un metallo grigio fusibile, cristallino e poco volatile. Il polonio, ottenuto nella sua forma pura solo nel 1946, è un metallo morbido, fusibile, di colore argento con una densità di 9,3 g/cm 3 . Le sue proprietà sono molto simili al tellurio.
La legge periodica di D.I. Mendeleev, essendo una delle leggi più importanti della natura, è di eccezionale importanza. Riflettendo la relazione naturale che esiste tra gli elementi, le fasi di sviluppo della materia dal semplice al complesso, questa legge segnò l'inizio della chimica moderna. Con la sua scoperta la chimica cessò di essere una scienza descrittiva.
La legge periodica e il sistema degli elementi di D.I. Mendeleev sono uno dei metodi affidabili per comprendere il mondo. Poiché gli elementi sono uniti da proprietà o struttura comuni, ciò indica i modelli di interconnessione e interdipendenza dei fenomeni.
Tutti gli elementi insieme costituiscono una linea di sviluppo continuo dall'idrogeno più semplice al 118esimo elemento. Questo modello fu notato per la prima volta da D.I. Mendeleev, che fu in grado di prevedere l'esistenza di nuovi elementi, mostrando così la continuità dello sviluppo della materia.
Confrontando le proprietà degli elementi e dei loro composti all'interno dei gruppi, si può facilmente rilevare la manifestazione della legge sulla transizione dai cambiamenti quantitativi a quelli qualitativi. Pertanto, in ogni periodo si verifica una transizione da un tipico metallo a un tipico non metallo (alogeno), ma la transizione da un alogeno al primo elemento del periodo successivo (un metallo alcalino) è accompagnata dalla comparsa di proprietà nettamente opposto a questo alogeno. La scoperta di D.I. Mendeleev pose una base accurata e affidabile per la teoria della struttura atomica, avendo un'enorme influenza sullo sviluppo di tutta la conoscenza moderna sulla natura della materia.
Il lavoro di D. I. Mendeleev sulla creazione della tavola periodica ha gettato le basi per un metodo scientificamente fondato di ricerca mirata di nuovi elementi chimici. Gli esempi includono i numerosi successi della moderna fisica nucleare. Nell'ultimo mezzo secolo sono stati sintetizzati elementi con numeri di serie 102-118. Lo studio delle loro proprietà, così come la loro produzione, sarebbe impossibile senza la conoscenza dei modelli di relazione tra gli elementi chimici.
La prova di tale affermazione è risultati ricerca sulla sintesi degli elementi 114, 116, 118.
L'isotopo del 114esimo elemento è stato ottenuto dall'interazione del plutonio con l'isotopo 48 Ca, e il 116esimo dall'interazione del curio con l'isotopo 48 Ca:
La stabilità degli isotopi risultanti è così elevata che non si scindono spontaneamente, ma subiscono un decadimento alfa, cioè fissione del nucleo con contemporanea emissione di particelle alfa.
I dati sperimentali ottenuti confermano completamente i calcoli teorici: man mano che si verificano successivi decadimenti alfa, si formano nuclei del 112esimo e 110esimo elemento, dopodiché inizia la fissione spontanea:
Confrontando le proprietà degli elementi, siamo convinti che siano interconnessi da caratteristiche strutturali comuni. Pertanto, confrontando la struttura dei gusci elettronici esterno e pre-esterno, è possibile prevedere con elevata precisione tutti i tipi di composti caratteristici di un dato elemento. Una relazione così chiara è molto ben illustrata dall'esempio del 104esimo elemento: il rutherfordio. I chimici hanno previsto che se questo elemento è un analogo dell'afnio (72 Hf), il suo tetracloruro dovrebbe avere approssimativamente le stesse proprietà di HfCl 4. Studi chimici sperimentali hanno confermato non solo la previsione dei chimici, ma anche la scoperta di un nuovo elemento superpesante 1(M Rf. La stessa analogia può essere vista nelle proprietà - Os (Z = 76) e Ds (Z = 110) - entrambi gli elementi formano ossidi volatili del tipo R0 4. Tutto questo dice di manifestazione della legge di interrelazione e interdipendenza dei fenomeni.
Il confronto delle proprietà degli elementi sia all'interno di gruppi che di periodi e il loro confronto con la struttura dell'atomo indicano la legge passaggio dalla quantità alla qualità. La transizione dai cambiamenti quantitativi a quelli qualitativi è possibile solo Attraversonegazione della negazione. Entro alcuni periodi, man mano che la carica nucleare aumenta, avviene la transizione da metallo alcalino a gas nobile. Il periodo successivo ricomincia con un metallo alcalino, un elemento che nega completamente le proprietà del gas nobile che lo precede (ad esempio He e Li; Ne e Na; Ar e Kr, ecc.).
In ogni periodo la carica del nucleo dell'elemento successivo aumenta di uno rispetto a quello precedente. Questo processo è osservato dall'idrogeno al 118esimo elemento e indica continuità dello sviluppo della materia.
Infine, la combinazione di cariche opposte (protone ed elettrone) in un atomo, la manifestazione di proprietà metalliche e non metalliche, l'esistenza di ossidi e idrossidi anfoteri è una manifestazione della legge unità e lotta degli opposti.
Va anche notato che la scoperta della legge periodica fu l'inizio di ricerche fondamentali riguardanti le proprietà della materia.
Secondo Niels Bohr, la tavola periodica è “una stella polare per la ricerca nei campi della chimica, fisica, mineralogia e tecnologia”.
- Gli elementi 112, 114, 116, 118 sono stati ottenuti presso l'Istituto congiunto per la ricerca nucleare (Dubna, Russia). Gli elementi 113 e 115 furono ottenuti congiuntamente da fisici russi e americani. Il materiale è stato gentilmente fornito dall'Accademico dell'Accademia Russa delle Scienze Yu. Ts. Oganesyan.
