Mendeļejeva periodiskās sistēmas nozīme ir īsa. Periodiskās tabulas nozīme
Periodiskajai elementu tabulai bija liela ietekme uz turpmāko ķīmijas attīstību. Tā bija ne tikai pirmā ķīmisko elementu dabiskā klasifikācija, kas parāda, ka tie veido harmonisku sistēmu un ir cieši saistīti viens ar otru, bet arī bija spēcīgs instruments turpmākiem pētījumiem.
Laikā, kad Mendeļejevs sastādīja savu tabulu, pamatojoties uz viņa atklāto periodisko likumu, daudzi elementi vēl nebija zināmi. Tādējādi periods 4 elementa skandijs nebija zināms. Pēc atomu masas Ti nāca aiz Ca, bet Ti nevarēja novietot uzreiz aiz Ca, jo tas ietilptu 3. grupā, bet Ti īpašību dēļ klasificējams 4. grupā. Tāpēc Mendeļejevs palaida garām vienu kameru. Uz tā paša pamata 4. periodā starp Zn un As tika atstātas divas brīvas šūnas. Citās rindās vēl ir brīvas vietas. Mendeļejevs bija ne tikai pārliecināts ka ir jābūt vēl nezināmiem elementiem, kas aizpildītu šīs vietas, bet arī iepriekš paredzētu šādu elementu īpašības, pamatojoties uz to atrašanās vietu starp citiem periodiskās tabulas elementiem.Šiem elementiem tika doti arī nosaukumi ekaborons (jo tā īpašībām vajadzēja atgādināt boru), ekaalumīnijs, ekasilīcijs...
Ga, Sc, Ge atklāšana bija lielākais periodiskā likuma triumfs. Periodiskajai sistēmai bija arī liela nozīme dažu elementu valences un atomu masas noteikšanā. Tāpat periodiskā tabula deva impulsu dažu elementu atomu masu korekcijai. Piemēram, Cs iepriekš tika piešķirta atomu masa 123,4. Mendeļejevs, sakārtojot elementus tabulā, atklāja, ka pēc tā īpašībām Cs ir jāatrodas pirmās grupas galvenajā apakšgrupā zem Rb un tāpēc tā atommasa būs aptuveni 130. Mūsdienu definīcijas liecina, ka Cs atommasa ir 132.9054..
Un šobrīd periodiskais likums joprojām ir ķīmijas vadošā zvaigzne. Uz tā pamata tika mākslīgi izveidoti transurāna elementi. Viens no tiem, elements Nr.101, pirmo reizi iegūts 1955.gadā, tika nosaukts par mendeleviumu par godu izcilajam krievu zinātniekam.
Turpmākā zinātnes attīstība ļāva, pamatojoties uz periodisko likumu, daudz dziļāk izprast matērijas struktūru, nekā tas bija iespējams Mendeļejeva dzīves laikā.
Mendeļejeva pravietiskie vārdi tika izcili apstiprināti: "Periodiskajam likumam nedraud iznīcināšana, bet tiek solīta tikai virsbūve un attīstība."
Periodiskā likuma atklāšanas priekšnoteikums bija starptautiskā ķīmiķu kongresa lēmumi Karlsrūes pilsētā 1860. gadā, kad beidzot tika izveidota atomu molekulārā zinātne un pirmās vienotās definīcijas jēdzieniem molekula un atoms, kā arī kā atomsvars, ko mēs tagad saucam par relatīvo atomu masu.
D.I. Mendeļejevs savā atklājumā balstījās uz skaidri formulētiem sākumpunktiem:
Visu ķīmisko elementu atomu kopējā nemainīgā īpašība ir to atomu masa;
Elementu īpašības ir atkarīgas no to atomu masām;
Šīs atkarības forma ir periodiska.
Iepriekš apspriestos priekšnoteikumus var saukt par objektīviem, tas ir, neatkarīgi no zinātnieka personības, jo tos noteica ķīmijas kā zinātnes vēsturiskā attīstība.
III Periodiskais likums un ķīmisko elementu periodiskā tabula.
Mendeļejeva Periodiskā likuma atklājums.
Pirmo elementu periodiskās tabulas versiju publicēja D. I. Mendeļejevs 1869. gadā - ilgi pirms atoma struktūras izpētes. Šajā laikā Mendeļejevs mācīja ķīmiju Sanktpēterburgas universitātē. Gatavojoties lekcijām un vācot materiālus savai mācību grāmatai “Ķīmijas pamati”, D. I. Mendeļejevs domāja, kā sistematizēt materiālu tā, lai informācija par elementu ķīmiskajām īpašībām neizskatītos kā atšķirīgu faktu kopums.
D. I. Mendeļejeva ceļvedis šajā darbā bija elementu atomu masas (atomu svars). Pēc Pasaules ķīmiķu kongresa 1860. gadā, kurā piedalījās arī D.I.Mendeļejevs, atomu svara pareizas noteikšanas problēma pastāvīgi bija daudzu pasaules vadošo ķīmiķu, tostarp D.I.Mendeļejeva, uzmanības lokā.Sakārtojot elementus pieaugošā secībā pēc to atomu svara, D. I. Mendeļejevs atklāja dabas pamatlikumu, kas tagad ir pazīstams kā Periodiskais likums:
Elementu īpašības periodiski mainās atkarībā no to atomu svara.
Iepriekš minētais formulējums nemaz nav pretrunā ar mūsdienu formulējumu, kurā jēdziens “atomsvars” tiek aizstāts ar jēdzienu “kodollādiņš”. Kodols sastāv no protoniem un neitroniem. Protonu un neitronu skaits vairuma elementu kodolos ir aptuveni vienāds, tāpēc atomu masa palielinās aptuveni tādā pašā veidā, kā palielinās protonu skaits kodolā (kodola lādiņš Z).
Periodiskā likuma fundamentālais jaunums bija šāds:
1. Tika izveidota saikne starp elementiem, kas pēc īpašībām bija atšķirīgi. Šī saistība slēpjas faktā, ka elementu īpašības mainās vienmērīgi un aptuveni vienādi, palielinoties to atomsvarai, un tad šīs izmaiņas PERIODIKĀLI ATKĀRTOS.
2. Tajos gadījumos, kad šķita, ka elementu īpašību izmaiņu secībā trūkst kādas saites, Periodiskajā tabulā tika nodrošināti GAPS, kas bija jāaizpilda ar elementiem, kas vēl nebija atklāti.
Visos iepriekšējos mēģinājumos noteikt attiecības starp elementiem, citi pētnieki centās radīt pilnīgu priekšstatu, kurā nebūtu vietas elementiem, kas vēl nebija atklāti. Gluži pretēji, D.I.Mendeļejevs par svarīgāko savas periodiskās tabulas daļu uzskatīja tās šūnas, kas vēl bija tukšas. Tas ļāva paredzēt vēl nezināmu elementu esamību.
Apbrīnojami, ka D. I. Mendeļejevs savu atklājumu izdarīja laikā, kad daudzu elementu atomsvars tika noteikts ļoti aptuveni, un bija zināmi tikai 63 paši elementi – tas ir, nedaudz vairāk par pusi no mums zināmajiem mūsdienās.
Dziļas zināšanas par dažādu elementu ķīmiskajām īpašībām ļāva Mendeļejevam ne tikai norādīt uz elementiem, kas vēl nebija atklāti, bet arī precīzi paredzēt to īpašības! D.I. Mendeļejevs precīzi paredzēja elementa īpašības, ko viņš sauca par "eka-silīciju". 16 gadus vēlāk šo elementu patiešām atklāja vācu ķīmiķis Vinklers un nosauca par germāniju.
D.I.Mendeļejeva prognozēto īpašību salīdzinājums vēl neatklātam elementam “eka-silīcijs” ar elementa germānija (Ge) īpašībām. Mūsdienu periodiskajā tabulā germānija ieņem "eka-silīcija" vietu.
Īpašums
D.I.Mendeļejevs pareģoja "eka-silīcijai" 1870. gadā
Definēts germānijam Ge, atklāts 1886. gadā
Krāsa, izskats
brūns
gaiši brūns
Atomu svars
72,59
Blīvums (g/cm3)
5,5
5,35
Oksīda formula
XO2
GeO2
Hlorīda formula
XCl4
GeCl4
Hlorīda blīvums (g/cm3)
1,9
1,84
Tādā pašā veidā “eka-alumīnija” (elements gallijs Ga, atklāts 1875. gadā) un “eka-bora” (elements skandijs Sc, atklāts 1879. gadā) īpašības izcili apstiprināja D. I. Mendeļejevs.
Pēc tam zinātniekiem visā pasaulē kļuva skaidrs, ka D. I. Mendeļejeva periodiskā tabula ne tikai sistematizē elementus, bet ir dabas pamatlikuma - Periodiskā likuma grafiska izpausme.
Periodiskās tabulas struktūra.
Pamatojoties uz Periodisko likumu D.I. Mendeļejevs izveidoja ķīmisko elementu periodisko tabulu, kas sastāvēja no 7 periodiem un 8 grupām (tabulas īstermiņa versija). Šobrīd biežāk tiek izmantota Periodiskās sistēmas ilgtermiņa versija (7 periodi, 8 grupas, elementi lantanīdi un aktinīdi parādīti atsevišķi).
Periodi ir tabulas horizontālās rindas, tās ir sadalītas mazās un lielajās. Mazajos periodos ir 2 elementi (1. periods) vai 8 elementi (2., 3. periods), lielajos periodos - 18 elementi (4., 5. periods) vai 32 elementi (6., 5. periods) 7. periods. Katrs periods sākas ar tipisku metālu un beidzas ar nemetālu (halogēnu) un cēlgāzi.
Grupas ir elementu vertikālas secības, tās numurē ar romiešu cipariem no I līdz VIII un krievu burtiem A un B. Periodiskās sistēmas īstermiņa versija ietvēra elementu apakšgrupas (galveno un sekundāro).
Apakšgrupa ir elementu kopums, kas ir beznosacījuma ķīmiskie analogi; bieži apakšgrupas elementiem ir visaugstākais oksidācijas pakāpe, kas atbilst grupas numuram.
A grupās elementu ķīmiskās īpašības var atšķirties plašā diapazonā no nemetāliskiem līdz metāliskiem (piemēram, V grupas galvenajā apakšgrupā slāpeklis ir nemetāls, bet bismuts ir metāls).
Periodiskajā tabulā tipiskie metāli atrodas grupās IA (Li-Fr), IIA (Mg-Ra) un IIIA (In, Tl). Nemetāli atrodas grupās VIIA (F-Al), VIA (O-Te), VA (N-As), IVA (C, Si) un IIIA (B). Daži A grupas elementi (berilijs Be, alumīnijs Al, germānija Ge, antimons Sb, polonijs Po un citi), kā arī daudzi B grupas elementi uzrāda gan metāliskas, gan nemetālas īpašības (amfoteritātes fenomens).
Dažām grupām tiek izmantoti grupu nosaukumi: IA (Li-Fr) - sārmu metāli, IIA (Ca-Ra) - sārmzemju metāli, VIA (O-Po) - halkogēni, VIIA (F-At) - halogēni, VIIIA ( He-Rn) - cēlgāzes. Periodiskās tabulas forma, ko ierosināja D.I. Mendeļejevu sauca par īsperiodu vai klasisko. Šobrīd plašāk tiek izmantota cita Periodiskās tabulas forma - garā perioda.
Periodiskais likums D.I. Mendeļejevs un ķīmisko elementu periodiskā tabula kļuva par mūsdienu ķīmijas pamatu. Relatīvās atomu masas ir norādītas saskaņā ar 1983. gada starptautisko tabulu. Elementiem 104-108 kvadrātiekavās ir norādīti visilgāk dzīvojošo izotopu masas skaitļi. Iekavās norādītie elementu nosaukumi un simboli nav vispārpieņemti.
IV Periodiskais likums un atoma uzbūve.
Pamatinformācija par atomu uzbūvi.
19. gadsimta beigās un 20. gadsimta sākumā fiziķi pierādīja, ka atoms ir sarežģīta daļiņa un sastāv no vienkāršākām (elementārdaļiņām). Tika atklāti:
katoda stari (angļu fiziķis J. J. Thomson, 1897), kuru daļiņas sauc par elektroniem e− (nes vienu negatīvu lādiņu);
elementu dabiskā radioaktivitāte (franču zinātnieki - radioķīmiķi A. Bekerels un M. Sklodovska-Kirī, fiziķis Pjērs Kirī, 1896) un α-daļiņu (hēlija kodolu 4He2+) esamība;
pozitīvi lādēta kodola klātbūtne atoma centrā (angļu fiziķis un radioķīmiķis E. Rutherford, 1911);
viena elementa mākslīga pārvēršana citā, piemēram, slāpekļa pārvēršana skābeklī (E. Rutherford, 1919). No viena elementa atoma kodola (slāpeklis - Rezerforda eksperimentā), sadursmē ar α-daļiņu, cita elementa (skābekļa) atoma kodols un jauna daļiņa, kas nes vienību pozitīvu lādiņu un ko sauc par protonu ( p+, 1H kodols) izveidojās.
elektriski neitrālu daļiņu - neitronu n0 - klātbūtne atoma kodolā (angļu fiziķis J. Chadwick, 1932).
Pētījuma rezultātā tika konstatēts, ka katra elementa atoms (izņemot 1H) satur protonus, neitronus un elektronus, protoni un neitroni koncentrēti atoma kodolā, bet elektroni tā perifērijā (elektronu apvalkā) .
Protonu skaits kodolā ir vienāds ar elektronu skaitu atoma apvalkā un atbilst šī elementa sērijas numuram periodiskajā tabulā.
Atoma elektronu apvalks ir sarežģīta sistēma. Tas ir sadalīts apakščaulās ar dažādām enerģijām (enerģijas līmeņiem); līmeņi savukārt ir sadalīti apakšlīmeņos, un apakšlīmeņos ietilpst atomu orbitāles, kuras var atšķirties pēc formas un izmēra (apzīmē ar burtiem s, p, d, f utt.).
Tātad atoma galvenā īpašība nav atoma masa, bet gan kodola pozitīvā lādiņa lielums. Tas ir vispārīgāks un precīzāks atoma un līdz ar to arī elementa raksturlielums. Visas elementa īpašības un tā atrašanās vieta periodiskajā tabulā ir atkarīgas no atoma kodola pozitīvā lādiņa lieluma. Tādējādi ķīmiskā elementa atomskaitlis skaitliski sakrīt ar tā atoma kodola lādiņu. Periodiskā elementu tabula ir periodiskā likuma grafisks attēlojums un atspoguļo elementu atomu struktūru.
Atomu uzbūves teorija izskaidro elementu īpašību periodiskas izmaiņas. Atomu kodolu pozitīvā lādiņa palielināšanās no 1 līdz 110 noved pie ārējā enerģijas līmeņa strukturālo elementu periodiskas atkārtošanās atomos. Un tā kā elementu īpašības galvenokārt ir atkarīgas no elektronu skaita ārējā līmenī, tās arī periodiski atkārtojas. Tāda ir periodiskā likuma fiziskā nozīme.
Katrs periods periodiskajā sistēmā sākas ar elementiem, kuru atomiem ārējā līmenī ir viens s-elektrons (nepilnīgi ārējie līmeņi), un tāpēc tiem piemīt līdzīgas īpašības – tie viegli atsakās no valences elektroniem, kas nosaka to metālisko raksturu. Tie ir sārmu metāli - Li, Na, K, Rb, Cs.
Periods beidzas ar elementiem, kuru atomi ārējā līmenī satur 2 (s2) elektronus (pirmajā periodā) vai 8 (s2p6) elektronus (visos nākamajos periodos), tas ir, tiem ir pabeigts ārējais līmenis. Tās ir cēlgāzes He, Ne, Ar, Kr, Xe, kurām ir inertas īpašības.
1869. gadā D. I. Mendeļejevs, pamatojoties uz vienkāršu vielu un savienojumu īpašību analīzi, formulēja Periodisko likumu: "Vienkāršu ķermeņu un elementu savienojumu īpašības periodiski ir atkarīgas no elementu atomu masas lieluma." Pamatojoties uz periodisko likumu, tika sastādīta elementu periodiskā sistēma. Tajā elementi ar līdzīgām īpašībām tika apvienoti vertikālās grupu kolonnās. Dažos gadījumos, ievietojot elementus Periodiskajā tabulā, bija nepieciešams izjaukt pieaugošo atomu masu secību, lai saglabātu īpašību atkārtošanās periodiskumu. Piemēram, bija nepieciešams “samainīt” telūru un jodu, kā arī argonu un kāliju. Iemesls ir tāds, ka Mendeļejevs ierosināja periodisko likumu laikā, kad par atoma uzbūvi nekas nebija zināms.Pēc tam, kad 20. gadsimtā tika piedāvāts atoma planetārais modelis, periodiskais likums tiek formulēts šādi:
"Ķīmisko elementu un savienojumu īpašības periodiski ir atkarīgas no atomu kodolu lādiņiem."
Kodola lādiņš ir vienāds ar elementa skaitu periodiskajā tabulā un elektronu skaitu atoma elektronu apvalkā. Šis formulējums izskaidro Periodiskā likuma "pārkāpumus". Periodiskajā tabulā perioda numurs ir vienāds ar elektronisko līmeņu skaitu atomā, grupas numurs galveno apakšgrupu elementiem ir vienāds ar elektronu skaitu ārējā līmenī.
Periodiskā likuma zinātniskā nozīme. Periodiskais likums ļāva sistematizēt ķīmisko elementu un to savienojumu īpašības. Sastādot periodisko tabulu, Mendeļejevs prognozēja daudzu neatklātu elementu esamību, atstājot tiem tukšas šūnas, kā arī paredzēja daudzas neatklāto elementu īpašības, kas veicināja to atklāšanu.Pirmais no tiem sekoja četrus gadus vēlāk.
Taču Mendeļejeva lielie nopelni ir ne tikai jaunu lietu atklāšanā.
Mendeļejevs atklāja jaunu dabas likumu. Atšķirīgu, nesaistītu vielu vietā zinātne saskārās ar vienotu harmonisku sistēmu, kas apvienoja visus Visuma elementus vienā veselumā; atomus sāka uzskatīt par:
1. organiski saistīti viens ar otru ar kopīgu modeli,
2. noteikt atomu svara kvantitatīvo izmaiņu pāreju uz to ķīmiskās vielas kvalitatīvajām izmaiņām. individualitātes,
3. norādot, ka pretējais ir metālisks. un nemetāla. Atomu īpašības nav absolūtas, kā tika uzskatīts iepriekš, bet ir tikai relatīvas.
24. Strukturālo teoriju rašanās organiskās ķīmijas attīstības procesā. Atomu molekulārā zinātne kā strukturālo teoriju teorētiskais pamats.
Organiskā ķīmija. Visā 18. gs. Jautājumā par organismu un vielu ķīmiskajām attiecībām zinātnieki vadījās pēc vitālisma doktrīnas – doktrīnas, kas uzskatīja dzīvi par īpašu parādību, kas pakļauta nevis Visuma likumiem, bet gan īpašu dzīvības spēku ietekmei. Šo uzskatu pārmantoja daudzi 19. gadsimta zinātnieki, lai gan tā pamati tika satricināti jau 1777. gadā, kad Lavuazjē ierosināja, ka elpošana ir degšanai līdzīgs process.
1828. gadā vācu ķīmiķis Frīdrihs Vēlers (1800–1882), karsējot amonija cianātu (šis savienojums bez ierunām tika klasificēts kā neorganiska viela), ieguva urīnvielu, kas ir cilvēku un dzīvnieku atkritumu produkts. 1845. gadā Vēlera skolnieks Ādolfs Kolbe sintezēja etiķskābi no sākuma elementiem oglekļa, ūdeņraža un skābekļa. 1850. gados franču ķīmiķis Pjērs Bertelo sāka sistemātisku darbu pie organisko savienojumu sintēzes un ieguva metil- un etilspirtus, metānu, benzolu un acetilēnu. Sistemātiska dabisko organisko savienojumu izpēte ir parādījusi, ka tie visi satur vienu vai vairākus oglekļa atomus un daudzi satur ūdeņraža atomus. Tipa teorija. Liela skaita sarežģītu oglekli saturošu savienojumu atklāšana un izolēšana radīja jautājumu par to molekulu sastāvu un radīja nepieciešamību pārskatīt esošo klasifikācijas sistēmu. Līdz 1840. gadiem ķīmijas zinātnieki saprata, ka Berzēliusa duālistiskās idejas attiecas tikai uz neorganiskajiem sāļiem. 1853. gadā tika mēģināts klasificēt visus organiskos savienojumus pēc veidiem. Vispārēju "tipa teoriju" ierosināja franču ķīmiķis Čārlzs Frederiks Džerards, kurš uzskatīja, ka dažādu atomu grupu kombināciju nosaka nevis šo grupu elektriskais lādiņš, bet gan to specifiskās ķīmiskās īpašības.
Strukturālā ķīmija. 1857. gadā Kekule, balstoties uz valences teoriju (valence tika saprasta kā ūdeņraža atomu skaits, kas savienojas ar vienu dotā elementa atomu), ierosināja, ka ogleklis ir četrvērtīgs un tāpēc var apvienoties ar četriem citiem atomiem, veidojot garas ķēdes. taisni vai sazaroti. Tāpēc organiskās molekulas sāka attēlot nevis radikāļu kombināciju veidā, bet gan strukturālo formulu veidā - atomi un saites starp tām.
1874. gadā dāņu ķīmiķis Džeikobs van Hofs un franču ķīmiķis Džozefs Achille Le Bel (1847–1930) paplašināja šo ideju uz atomu izvietojumu kosmosā. Viņi uzskatīja, ka molekulas nav plakanas, bet gan trīsdimensiju struktūras. Šī koncepcija ļāva izskaidrot daudzas labi zināmas parādības, piemēram, telpisko izomēriju, tāda paša sastāva molekulu esamību, bet ar atšķirīgām īpašībām. Dati tajā ļoti labi iekļaujas Luiss Pastērs par vīnskābes izomēriem.
6. Periodiskais likums un periodiskā sistēma D.I. Mendeļejevs Periodiskās sistēmas struktūra (periods, grupa, apakšgrupa). Periodiskā likuma nozīme un periodiskā sistēma.
Periodiski likums D.I. Mendeļejevs:Vienkāršu ķermeņu īpašības, kā arī savienojumu formas un īpašībaselementu atšķirības periodiski ir atkarīgas noelementu atomu svara vērtības. (Elementu īpašības periodiski ir atkarīgas no to kodolu atomu lādiņa).
Periodiskā elementu tabula. Elementu sērija, kurā īpašības mainās secīgi, piemēram, astoņu elementu sērija no litija uz neonu vai no nātrija līdz argonam, Mendeļejevs sauca par periodiem. Ja šos divus periodus rakstām vienu zem otra tā, lai nātrijs būtu zem litija un argons zem neona, mēs iegūstam šādu elementu izkārtojumu:
Ar šo izkārtojumu vertikālajās kolonnās ir elementi, kas pēc īpašībām ir līdzīgi un kuriem ir vienāda valence, piemēram, litijs un nātrijs, berilijs un magnijs utt.
Sadalījis visus elementus periodos un novietojot vienu periodu zem cita, lai viens zem otra atrastos elementi, kas ir līdzīgi pēc īpašībām un izveidoto savienojumu veida, Mendeļejevs sastādīja tabulu, ko viņš sauca par elementu periodisko sistēmu pa grupām un sērijām.
Periodiskās sistēmas nozīmeMēs. Periodiskajai elementu tabulai bija liela ietekme uz turpmāko ķīmijas attīstību. Tā bija ne tikai pirmā ķīmisko elementu dabiskā klasifikācija, kas parāda, ka tie veido harmonisku sistēmu un ir cieši saistīti viens ar otru, bet arī bija spēcīgs instruments turpmākiem pētījumiem.
7. Periodiskas ķīmisko elementu īpašību izmaiņas. Atomu un jonu rādiusi. Jonizācijas enerģija. Elektronu afinitāte. Elektronegativitāte.
Atomu rādiusu atkarība no atoma Z kodola lādiņa ir periodiska. Viena perioda laikā, Z pieaugot, ir tendence atoma izmēram samazināties, kas īpaši skaidri novērojams īsos periodos
Sākoties jauna elektroniskā slāņa būvniecībai, kas atrodas tālāk no kodola, t.i., pārejot uz nākamo periodu, atomu rādiusi palielinās (salīdzināt, piemēram, fluora un nātrija atomu rādiusus). Tā rezultātā apakšgrupā, palielinoties kodola lādiņam, palielinās atomu izmēri.
Elektronu atomu zudums izraisa tā efektīvā izmēra samazināšanos, un lieko elektronu pievienošana izraisa pieaugumu. Tāpēc pozitīvi lādēta jona (katjona) rādiuss vienmēr ir mazāks, un negatīvi lādēta ne (anjona) rādiuss vienmēr ir lielāks par atbilstošā elektriski neitrālā atoma rādiusu.
Vienas apakšgrupas ietvaros viena un tā paša lādiņa jonu rādiusi palielinās, palielinoties kodollādiņam.Šo modeli izskaidro elektronisko slāņu skaita palielināšanās un ārējo elektronu attāluma palielināšanās no kodola.
Metālu raksturīgākā ķīmiskā īpašība ir to atomu spēja viegli atteikties no ārējiem elektroniem un pārveidoties par pozitīvi lādētiem joniem, savukārt nemetāliem, gluži pretēji, ir raksturīga spēja pievienot elektronus, veidojot negatīvus jonus. Lai noņemtu elektronu no atoma un pārveidotu to par pozitīvu jonu, ir nepieciešams iztērēt daļu enerģijas, ko sauc par jonizācijas enerģiju.
Jonizācijas enerģiju var noteikt, bombardējot atomus ar elektroniem, kas paātrināti elektriskā laukā. Zemāko lauka spriegumu, pie kura elektronu ātrums kļūst pietiekams atomu jonizēšanai, sauc par dotā elementa atomu jonizācijas potenciālu un izsaka voltos. Patērējot pietiekami daudz enerģijas, no atoma var noņemt divus, trīs vai vairāk elektronus. Tāpēc viņi runā par pirmo jonizācijas potenciālu (enerģija, kas rodas pirmā elektrona noņemšanai no atoma) un otro jonizācijas potenciālu (otrā elektrona noņemšanas enerģiju).
Kā minēts iepriekš, atomi var ne tikai ziedot, bet arī iegūt elektronus. Enerģiju, kas izdalās, kad brīvam atomam pievieno elektronu, sauc par atoma elektronu afinitāti. Elektronu afinitāte, tāpat kā jonizācijas enerģija, parasti tiek izteikta elektronu voltos. Tādējādi ūdeņraža atoma elektronu afinitāte ir 0,75 eV, skābekļa - 1,47 eV, fluora - 3,52 eV.
Metāla atomu elektronu afinitāte parasti ir tuvu nullei vai negatīva; No tā izriet, ka vairumam metālu atomiem elektronu pievienošana ir enerģētiski nelabvēlīga. Nemetālu atomu elektronu afinitāte vienmēr ir pozitīva un jo lielāka, jo tuvāk nemetāls atrodas cēlgāzei periodiskajā tabulā; tas liecina par nemetālisko īpašību pieaugumu, tuvojoties perioda beigām.
Nezināmu elementu zinātniskās prognozēšanas iespēja kļuva par realitāti tikai pēc periodiskā likuma un elementu periodiskās tabulas atklāšanas. D.I. Mendeļejevs prognozēja 11. gadu pastāvēšanu jauni elementi: ekaborons, ekasilicon, ekaaluminium uc Elementa “koordinātas” periodiskajā sistēmā (sērijas numurs, grupa un periods) ļāva aptuveni prognozēt atommasu, kā arī prognozējamā elementa svarīgākās īpašības. Šo prognožu precizitāte īpaši palielinājās, kad prognozējamo elementu ieskauj zināmi un pietiekami izpētīti elementi.
Pateicoties tam, 1875. gadā Francijā L. de Boisbaudran atklāja galliju (eka-alumīniju); 1879. gadā L. Nilsons (Zviedrija) atklāj skandiju (ekabor); 1886. gadā Vācijā K. Vinklers atklāja germāniju (eksasilīcija).
Attiecībā uz devītās un desmitās rindas neatklātajiem elementiem D. I. Mendeļejeva izteikumi bija piesardzīgāki, jo to īpašības tika pētītas ārkārtīgi slikti. Tātad pēc bismuta, pie kura beidzās sestais periods, palika divas svītras. Viens atbilda telūra analogam, otrs piederēja nezināmam smagajam halogēnam. Septītajā periodā bija zināmi tikai divi elementi - torijs un urāns. D.I. Mendeļejevs atstāja vairākas šūnas ar domuzīmēm, kurām vajadzēja piederēt pie pirmās, otrās un trešās grupas elementiem pirms torija. Starp toriju un urānu tika atstāta tukša šūna. Aiz urāna palika piecas tukšas vietas, t.i. Gandrīz 100 gadus bija paredzēti transurāna elementi.
Lai apstiprinātu D.I. Mendeļejeva prognožu precizitāti attiecībā uz devītās un desmitās rindas elementiem, mēs varam sniegt piemēru ar poloniju (sērijas numurs 84). Prognozējot elementa ar sērijas numuru 84 īpašības, D. I. Mendeļejevs to apzīmēja kā telūra analogu un nosauca par dviteluriju. Šim elementam viņš pieņēma atommasu 212 un spēju veidot EO e tipa oksīdu. Šī elementa blīvumam jābūt 9,3 g/cm 3, un tam jābūt kausējamam, kristāliskam un maz gaistošam pelēkam metālam. Polonijs, ko tīrā veidā ieguva tikai 1946. gadā, ir mīksts, kūstošs, sudraba krāsas metāls ar blīvumu 9,3 g/cm 3 . Tās īpašības ir ļoti līdzīgas telūram.
D.I. Mendeļejeva periodiskajam likumam, kas ir viens no svarīgākajiem dabas likumiem, ir ārkārtīgi liela nozīme. Atspoguļojot dabiskās attiecības, kas pastāv starp elementiem, matērijas attīstības stadijas no vienkāršas līdz sarežģītai, šis likums iezīmēja mūsdienu ķīmijas sākumu. Līdz ar viņa atklājumu ķīmija pārstāja būt aprakstoša zinātne.
Periodiskais likums un D.I.Mendeļejeva elementu sistēma ir viena no uzticamākajām pasaules izpratnes metodēm. Tā kā elementus vieno kopīgas īpašības vai struktūra, tas norāda uz parādību savstarpējās saiknes un savstarpējās atkarības modeļiem.
Visi elementi kopā veido vienu nepārtrauktas attīstības līniju no vienkāršākā ūdeņraža līdz 118. elementam. Šo modeli pirmais pamanīja D.I. Mendeļejevs, kurš spēja paredzēt jaunu elementu esamību, tādējādi parādot matērijas attīstības nepārtrauktību.
Salīdzinot elementu un to savienojumu īpašības grupās, var viegli atklāt likuma izpausmi par kvantitatīvo izmaiņu pāreju uz kvalitatīvajām. Tādējādi jebkurā periodā notiek pāreja no tipiska metāla uz tipisku nemetālu (halogēnu), bet pāreju no halogēna uz nākamā perioda pirmo elementu (sārmu metālu) pavada strauja īpašību parādīšanās. pretēji šim halogēnam. D.I. Mendeļejeva atklājums lika precīzu un uzticamu pamatu atomu struktūras teorijai, kam bija milzīga ietekme uz visu mūsdienu zināšanu attīstību par matērijas dabu.
D. I. Mendeļejeva darbs pie periodiskās tabulas izveidošanas lika pamatu zinātniski pamatotai jaunu ķīmisko elementu mērķtiecīgas meklēšanas metodei. Kā piemērus var minēt daudzos mūsdienu kodolfizikas panākumus. Pēdējā pusgadsimta laikā ir sintezēti elementi ar sērijas numuriem 102-118. To īpašību izpēte, kā arī to ražošana nebūtu iespējama bez zināšanām par ķīmisko elementu attiecību modeļiem.
Šāda apgalvojuma pierādījums ir rezultātus 114., 116., 118. elementu sintēzes pētījumi.
114. elementa izotops tika iegūts, plutonijam mijiedarbojoties ar izotopu 48 Ca, bet 116. – kārijam mijiedarbojoties ar izotopu 48 Ca:
Iegūto izotopu stabilitāte ir tik augsta, ka tie spontāni nesadalās, bet piedzīvo alfa sabrukšanu, t.i. kodola dalīšanās ar vienlaicīgu alfa daļiņu emisiju.
Iegūtie eksperimentālie dati pilnībā apstiprina teorētiskos aprēķinus: notiekot secīgai alfa sabrukšanai, veidojas 112. un 110. elementa kodoli, pēc kuriem sākas spontāna skaldīšanās:
Salīdzinot elementu īpašības, mēs esam pārliecināti, ka tos savstarpēji savieno kopīgas struktūras pazīmes. Tādējādi, salīdzinot ārējā un pirms-ārējā elektronu apvalka uzbūvi, ir iespējams ar augstu precizitāti prognozēt visu veidu savienojumus, kas raksturīgi konkrētajam elementam. Šādas skaidras attiecības ļoti labi ilustrē 104. elementa - rutherfordium - piemērs. Ķīmiķi prognozēja, ka, ja šis elements ir hafnija (72 Hf) analogs, tad tā tetrahlorīdam vajadzētu būt aptuveni tādām pašām īpašībām kā HfCl 4. Eksperimentālie ķīmiskie pētījumi apstiprināja ne tikai ķīmiķu prognozes, bet arī jauna supersmagā elementa 1 atklāšanu (M Rf. Tāda pati analoģija redzama īpašībās - Os (Z = 76) un Ds (Z = 110) - abos. elementi veido R0 4 tipa gaistošos oksīdus.Tas viss saka par parādību savstarpējās attiecības un savstarpējās atkarības likuma izpausme.
Elementu īpašību salīdzinājums gan grupās, gan periodos un to salīdzinājums ar atoma uzbūvi norāda uz likumu pāreja no kvantitātes uz kvalitāti. Kvantitatīvo izmaiņu pāreja uz kvalitatīvām ir iespējama tikai caurinoliegšanas noliegums. Laika gaitā, palielinoties kodolenerģijas lādiņam, notiek pāreja no sārmu metāla uz cēlgāzi. Nākamais periods atkal sākas ar sārmu metālu - elementu, kas pilnībā noliedz pirms tam esošās cēlgāzes īpašības (piemēram, He un Li; Ne un Na; Ar un Kr utt.).
Katrā periodā nākamā elementa kodola lādiņš palielinās par vienu, salīdzinot ar iepriekšējo. Šis process tiek novērots no ūdeņraža līdz 118. elementam un norāda matērijas attīstības nepārtrauktība.
Visbeidzot, pretējo lādiņu (protonu un elektronu) kombinācija atomā, metālisku un nemetālisku īpašību izpausme, amfoteru oksīdu un hidroksīdu esamība ir likuma izpausme. vienotība un pretstatu cīņa.
Jāatzīmē arī, ka periodiskā likuma atklāšana bija sākums fundamentālajiem pētījumiem par matērijas īpašībām.
Pēc Nīlsa Bora teiktā, periodiskā tabula ir "vadošā zvaigzne pētījumiem ķīmijas, fizikas, mineraloģijas un tehnoloģiju jomās".
- Elementi 112, 114, 116, 118 tika iegūti Apvienotajā kodolpētījumu institūtā (Dubna, Krievija). Elementus 113 un 115 kopīgi ieguva krievu un amerikāņu fiziķi. Materiālu laipni sagādāja Krievijas Zinātņu akadēmijas akadēmiķis Ju. Ts. Oganesjans.
