Betydningen av Mendeleevs periodiske system er kort. Betydningen av det periodiske system
Det periodiske system av grunnstoffer hadde stor innflytelse på den etterfølgende utviklingen av kjemi. Ikke bare var det den første naturlige klassifiseringen av kjemiske elementer, som viser at de danner et harmonisk system og er i nær forbindelse med hverandre, men det var også et kraftig verktøy for videre forskning.
På det tidspunktet da Mendeleev kompilerte tabellen sin basert på den periodiske loven han oppdaget, var mange grunnstoffer fortsatt ukjente. Dermed var perioden 4 element scandium ukjent. Når det gjelder atommasse, kom Ti etter Ca, men Ti kunne ikke plasseres umiddelbart etter Ca, fordi det vil falle inn i gruppe 3, men på grunn av egenskapene til Ti bør det klassifiseres i gruppe 4. Derfor savnet Mendeleev én celle. På samme grunnlag var det i periode 4 to frie celler igjen mellom Zn og As. Det er fortsatt tomme seter på andre rader. Mendeleev var ikke bare overbevist at det fortsatt må være ukjente grunnstoffer som ville fylle disse stedene, men spådde også på forhånd egenskapene til slike grunnstoffer, basert på deres posisjon blant andre elementer i det periodiske systemet. Disse elementene fikk også navnene ekaboron (siden egenskapene skulle ligne bor), ekaalumium, ecasilicium...
Oppdagelsen av Ga, Sc, Ge var den periodiske lovens største triumf. Det periodiske systemet var også av stor betydning for å etablere valensen og atommassene til noen grunnstoffer. På samme måte ga det periodiske systemet drivkraft til korreksjonen av atommassene til noen grunnstoffer. For eksempel ble Cs tidligere tildelt en atommasse på 123,4. Mendeleev, som arrangerte elementene i en tabell, fant ut at Cs ifølge dens egenskaper skulle være i hovedundergruppen av den første gruppen under Rb og derfor vil ha en atommasse på ca. 130. Moderne definisjoner viser at atommassen til Cs er 132.9054..
Og for tiden er den periodiske loven kjemiens ledestjerne. Det var på grunnlag av det at transuranelementer ble kunstig skapt. En av dem, element nr. 101, først oppnådd i 1955, ble kalt mendelevium til ære for den store russiske vitenskapsmannen.
Den påfølgende utviklingen av vitenskapen gjorde det mulig, basert på den periodiske loven, å forstå strukturen til materien mye dypere, enn dette var mulig under Mendeleevs levetid.
De profetiske ordene til Mendeleev ble briljant bekreftet: "Den periodiske loven er ikke truet med ødeleggelse, men bare overbygning og utvikling er lovet."
Forutsetningen for oppdagelsen av den periodiske loven var avgjørelsene fra den internasjonale kjemikerkongressen i byen Karlsruhe i 1860, da den atom-molekylære vitenskapen endelig ble etablert og de første enhetlige definisjonene av begrepene molekyl og atom, også som atomvekt, som vi nå kaller relativ atommasse, ble utført.
D.I. Mendeleev stolte i sin oppdagelse på klart formulerte utgangspunkter:
Den felles uforanderlige egenskapen til atomene til alle kjemiske elementer er deres atommasse;
Egenskapene til grunnstoffer avhenger av deres atommasser;
Formen for denne avhengigheten er periodisk.
Forutsetningene diskutert ovenfor kan kalles objektive, det vil si uavhengig av vitenskapsmannens personlighet, siden de ble bestemt av den historiske utviklingen av kjemi som vitenskap.
III Periodisk lov og periodisk system for kjemiske grunnstoffer.
Mendeleevs oppdagelse av den periodiske lov.
Den første versjonen av det periodiske system ble publisert av D. I. Mendeleev i 1869 – lenge før strukturen til atomet ble studert. På dette tidspunktet underviste Mendeleev i kjemi ved St. Petersburg University. Forberedelse til forelesninger og innsamling av materiale til læreboken "Fundamentals of Chemistry", tenkte D. I. Mendeleev på hvordan man kunne systematisere materialet på en slik måte at informasjon om de kjemiske egenskapene til elementer ikke så ut som et sett med forskjellige fakta.
D. I. Mendeleevs veiledning i dette arbeidet var atommassene (atomvekter) til grunnstoffer. Etter verdenskongressen for kjemikere i 1860, hvor også D.I. Mendeleev deltok, var problemet med riktig bestemmelse av atomvekter konstant i fokus for oppmerksomheten til mange ledende kjemikere i verden, inkludert D.I. Mendeleev.Ved å ordne elementene i økende rekkefølge etter deres atomvekter, oppdaget D. I. Mendeleev en grunnleggende naturlov, som nå er kjent som den periodiske loven:
Egenskapene til grunnstoffer endres periodisk i henhold til deres atomvekt.
Formuleringen ovenfor motsier ikke i det hele tatt den moderne, der begrepet "atomvekt" er erstattet med begrepet "atomladning". Kjernen består av protoner og nøytroner. Antallet protoner og nøytroner i kjernene til de fleste grunnstoffer er omtrent det samme, så atomvekten øker på omtrent samme måte som antallet protoner i kjernen (kjerneladning Z) øker.
Den grunnleggende nyheten til den periodiske loven var som følger:
1. Det ble etablert en sammenheng mellom elementer som var forskjellige i egenskapene. Denne sammenhengen ligger i det faktum at elementenes egenskaper endres jevnt og omtrent likt ettersom atomvekten deres øker, og så gjentas disse endringene PERIODISK.
2. I de tilfellene hvor det så ut til at en kobling manglet i sekvensen av endringer i elementenes egenskaper, ble det gitt GAPS i det periodiske systemet som måtte fylles med elementer som ennå ikke var oppdaget.
I alle tidligere forsøk på å fastslå forholdet mellom grunnstoffer, søkte andre forskere å skape et helhetsbilde der det ikke var plass til elementer som ennå ikke var oppdaget. Tvert imot anså D.I. Mendeleev den viktigste delen av hans periodiske system for å være de cellene som fortsatt var tomme. Dette gjorde det mulig å forutsi eksistensen av fortsatt ukjente grunnstoffer.
Det er beundringsverdig at D. I. Mendeleev gjorde sin oppdagelse i en tid da atomvektene til mange grunnstoffer ble bestemt svært omtrentlig, og bare 63 grunnstoffer i seg selv var kjent - det vil si litt mer enn halvparten av de som er kjent for oss i dag.
Dyp kunnskap om de kjemiske egenskapene til forskjellige grunnstoffer tillot Mendeleev ikke bare å peke ut elementer som ennå ikke var oppdaget, men også å forutsi egenskapene deres nøyaktig! D.I. Mendeleev forutså nøyaktig egenskapene til elementet han kalte "eka-silisium". 16 år senere ble dette grunnstoffet faktisk oppdaget av den tyske kjemikeren Winkler og kalt germanium.
Sammenligning av egenskapene spådd av D.I. Mendeleev for det ennå uoppdagede elementet "eka-silisium" med egenskapene til elementet germanium (Ge). I det moderne periodiske systemet inntar germanium plassen til "eka-silisium".
Eiendom
Spådd av D.I. Mendeleev for "eka-silisium" i 1870
Definert for germanium Ge, oppdaget i 1886
Farge, utseende
brun
lysebrun
Atomvekt
72,59
Tetthet (g/cm3)
5,5
5,35
Oksydformel
XO2
GeO2
Kloridformel
XCl4
GeCl4
Kloridtetthet (g/cm3)
1,9
1,84
På samme måte ble egenskapene til "eka-aluminium" (grunnstoffet gallium Ga, oppdaget i 1875) og "eka-bor" (grunnstoffet scandium Sc, oppdaget i 1879) strålende bekreftet av D.I. Mendeleev.
Etter dette ble det klart for forskere over hele verden at D. I. Mendeleevs periodiske system ikke bare systematiserer elementene, men er et grafisk uttrykk for den grunnleggende naturloven - den periodiske loven.
Strukturen til det periodiske systemet.
Basert på den periodiske loven til D.I. Mendeleev opprettet det periodiske systemet for kjemiske elementer, som besto av 7 perioder og 8 grupper (kortperiodeversjon av tabellen). For tiden brukes den langvarige versjonen av det periodiske systemet oftere (7 perioder, 8 grupper, elementene lantanider og aktinider er vist separat).
Perioder er horisontale rader i tabellen, de er delt inn i små og store. I små perioder er det 2 elementer (1. periode) eller 8 elementer (2., 3. periode), i store perioder - 18 elementer (4., 5. periode) eller 32 elementer (6., 5. periode) 7. periode). Hver periode begynner med et typisk metall og slutter med et ikke-metall (halogen) og en edelgass.
Grupper er vertikale sekvenser av elementer, de er nummerert med romertall fra I til VIII og russiske bokstaver A og B. Den kortperiodiske versjonen av det periodiske systemet inkluderte undergrupper av grunnstoffer (hoved- og sekundær).
En undergruppe er et sett med elementer som er ubetingede kjemiske analoger; ofte har elementer i en undergruppe den høyeste oksidasjonstilstanden tilsvarende gruppenummeret.
I A-grupper kan de kjemiske egenskapene til grunnstoffene variere over et vidt spekter fra ikke-metallisk til metallisk (for eksempel i hovedundergruppen til gruppe V er nitrogen et ikke-metall, og vismut er et metall).
I det periodiske systemet er typiske metaller plassert i gruppe IA (Li-Fr), IIA (Mg-Ra) og IIIA (In, Tl). Ikke-metaller er lokalisert i gruppene VIIA (F-Al), VIA (O-Te), VA (N-As), IVA (C, Si) og IIIA (B). Noen elementer av A-grupper (beryllium Be, aluminium Al, germanium Ge, antimon Sb, polonium Po og andre), samt mange elementer av B-grupper viser både metalliske og ikke-metalliske egenskaper (fenomenet amfoterisitet).
For noen grupper brukes gruppenavn: IA (Li-Fr) - alkalimetaller, IIA (Ca-Ra) - jordalkalimetaller, VIA (O-Po) - kalkogener, VIIA (F-At) - halogener, VIIIA ( He-Rn ) - edle gasser. Formen for det periodiske system foreslått av D.I. Mendeleev, ble kalt kort periode eller klassisk. For øyeblikket er en annen form for det periodiske system mer utbredt - den lange perioden.
Periodisk lov D.I. Mendeleev og det periodiske systemet for kjemiske elementer ble grunnlaget for moderne kjemi. Relative atommasser er gitt i henhold til den internasjonale tabellen fra 1983. For grunnstoffene 104-108 er massetallene til de lengstlevende isotopene gitt i hakeparenteser. Navnene og symbolene på elementer gitt i parentes er ikke generelt akseptert.
IV Periodisk lov og atomets struktur.
Grunnleggende informasjon om strukturen til atomer.
På slutten av 1800- og begynnelsen av 1900-tallet beviste fysikere at atomet er en kompleks partikkel og består av enklere (elementær) partikler. Ble oppdaget:
katodestråler (engelsk fysiker J. J. Thomson, 1897), hvis partikler kalles elektroner e− (bærer en enkelt negativ ladning);
naturlig radioaktivitet av grunnstoffer (franske forskere - radiokjemikere A. Becquerel og M. Sklodowska-Curie, fysiker Pierre Curie, 1896) og eksistensen av α-partikler (heliumkjerner 4He2+);
tilstedeværelsen av en positivt ladet kjerne i sentrum av atomet (engelsk fysiker og radiokjemiker E. Rutherford, 1911);
den kunstige transformasjonen av ett grunnstoff til et annet, for eksempel nitrogen til oksygen (E. Rutherford, 1919). Fra kjernen til et atom av ett grunnstoff (nitrogen - i Rutherfords eksperiment), ved kollisjon med en α-partikkel, kjernen til et atom av et annet grunnstoff (oksygen) og en ny partikkel som bærer en enhet positiv ladning og kalles et proton ( p+, 1H kjerne) ble dannet.
tilstedeværelsen i kjernen av et atom av elektrisk nøytrale partikler - nøytroner n0 (engelsk fysiker J. Chadwick, 1932).
Som et resultat av forskningen ble det funnet at atomet til hvert element (unntatt 1H) inneholder protoner, nøytroner og elektroner, med protoner og nøytroner konsentrert i atomkjernen, og elektroner i periferien (i elektronskallet) .
Antall protoner i kjernen er lik antall elektroner i skallet til atomet og tilsvarer serienummeret til dette elementet i det periodiske systemet.
Elektronskallet til et atom er et komplekst system. Den er delt inn i underskall med forskjellige energier (energinivåer); nivåene er igjen delt inn i undernivåer, og undernivåene inkluderer atomorbitaler, som kan variere i form og størrelse (angitt med bokstavene s, p, d, f osv.).
Så hovedkarakteristikken til et atom er ikke atommassen, men størrelsen på den positive ladningen til kjernen. Dette er en mer generell og nøyaktig egenskap ved et atom, og derfor et grunnstoff. Alle egenskapene til elementet og dets plassering i det periodiske systemet avhenger av størrelsen på den positive ladningen til atomkjernen. Dermed faller atomnummeret til et kjemisk element numerisk sammen med ladningen til kjernen til dets atom. Det periodiske system av grunnstoffer er en grafisk representasjon av den periodiske loven og gjenspeiler strukturen til grunnstoffenes atomer.
Teorien om atomstruktur forklarer de periodiske endringene i elementenes egenskaper. En økning i den positive ladningen til atomkjerner fra 1 til 110 fører til en periodisk repetisjon av de strukturelle elementene i det ytre energinivået i atomer. Og siden egenskapene til elementer hovedsakelig avhenger av antall elektroner på det ytre nivået, gjentas de også med jevne mellomrom. Dette er den fysiske betydningen av den periodiske loven.
Hver periode i det periodiske systemet begynner med elementer hvis atomer på det ytre nivået har ett s-elektron (ufullstendige ytre nivåer) og derfor viser lignende egenskaper - de gir lett fra seg valenselektroner, som bestemmer deres metalliske karakter. Disse er alkalimetaller - Li, Na, K, Rb, Cs.
Perioden avsluttes med elementer hvis atomer på det ytre nivået inneholder 2 (s2) elektroner (i den første perioden) eller 8 (s2p6) elektroner (i alle påfølgende perioder), det vil si at de har et fullført ytre nivå. Dette er edelgasser He, Ne, Ar, Kr, Xe, som har inerte egenskaper.
I 1869 formulerte D.I. Mendeleev, basert på en analyse av egenskapene til enkle stoffer og forbindelser, den periodiske loven: "Egenskapene til enkle legemer og sammensetninger av grunnstoffer er periodisk avhengig av størrelsen på atommassene til elementene." Basert på den periodiske loven ble det periodiske systemet av grunnstoffer satt sammen. I den ble elementer med lignende egenskaper kombinert til vertikale gruppekolonner. I noen tilfeller, når du plasserer elementer i det periodiske systemet, var det nødvendig å forstyrre sekvensen av økende atommasser for å opprettholde periodisiteten til gjentakelsen av egenskaper. For eksempel måtte vi "bytte" tellur og jod, samt argon og kalium. Årsaken er at Mendeleev foreslo den periodiske loven i en tid da ingenting var kjent om atomets struktur.Etter at planetmodellen for atomet ble foreslått på 1900-tallet, er den periodiske loven formulert slik:
"Egenskapene til kjemiske elementer og forbindelser er periodisk avhengig av ladningene til atomkjerner."
Ladningen til kjernen er lik antallet av grunnstoffet i det periodiske systemet og antall elektroner i atomets elektronskall. Denne formuleringen forklarte "bruddene" av den periodiske loven. I det periodiske system er periodetallet lik antall elektroniske nivåer i atomet, gruppenummeret for grunnstoffer i hovedundergruppene er lik antall elektroner i det ytre nivået.
Den vitenskapelige betydningen av den periodiske loven. Den periodiske loven gjorde det mulig å systematisere egenskapene til kjemiske elementer og deres forbindelser. Da han kompilerte det periodiske systemet, spådde Mendeleev eksistensen av mange uoppdagede grunnstoffer, og etterlot tomme celler for dem, og forutså mange egenskaper til uoppdagede grunnstoffer, noe som gjorde det lettere å oppdage dem.Den første av disse fulgte fire år senere.
Men Mendeleevs store fortjeneste ligger ikke bare i oppdagelsen av nye ting.
Mendeleev oppdaget en ny naturlov. I stedet for forskjellige, usammenhengende stoffer, sto vitenskapen overfor et enkelt harmonisk system som forente alle elementene i universet til en enkelt helhet; atomer begynte å bli betraktet som:
1. organisk forbundet med hverandre ved et felles mønster,
2. oppdage overgangen av kvantitative endringer i atomvekt til kvalitative endringer i deres kjemikalier. individualiteter,
3. som indikerer at det motsatte er metallisk. og ikke-metallisk. egenskapene til atomer er ikke absolutte, som tidligere antatt, men kun relativ i naturen.
24. Fremveksten av strukturelle teorier i prosessen med utvikling av organisk kjemi. Atom-molekylær vitenskap som teoretisk grunnlag for strukturelle teorier.
Organisk kjemi. Gjennom hele 1700-tallet. I spørsmålet om de kjemiske forholdene mellom organismer og stoffer ble forskere ledet av læren om vitalisme - en lære som betraktet livet som et spesielt fenomen, ikke underlagt universets lover, men påvirkningen fra spesielle vitale krefter. Dette synet ble arvet av mange vitenskapsmenn fra 1800-tallet, selv om grunnlaget ble rystet allerede i 1777, da Lavoisier antydet at respirasjon var en prosess som ligner på forbrenning.
I 1828 oppnådde den tyske kjemikeren Friedrich Wöhler (1800–1882), ved å varme opp ammoniumcyanat (denne forbindelsen ble ubetinget klassifisert som et uorganisk stoff), urea, et avfallsprodukt fra mennesker og dyr. I 1845 syntetiserte Adolf Kolbe, en student av Wöhler, eddiksyre fra startelementene karbon, hydrogen og oksygen. På 1850-tallet begynte den franske kjemikeren Pierre Berthelot systematisk arbeid med syntese av organiske forbindelser og oppnådde metyl- og etylalkoholer, metan, benzen og acetylen. En systematisk studie av naturlige organiske forbindelser har vist at de alle inneholder ett eller flere karbonatomer og mange inneholder hydrogenatomer. Typeteori. Oppdagelsen og isoleringen av et stort antall komplekse karbonholdige forbindelser reiste spørsmålet om sammensetningen av molekylene deres og førte til behovet for å revidere det eksisterende klassifiseringssystemet. På 1840-tallet innså kjemiske forskere at Berzelius' dualistiske ideer bare gjaldt uorganiske salter. I 1853 ble det gjort et forsøk på å klassifisere alle organiske forbindelser etter type. En generalisert "typeteori" ble foreslått av en fransk kjemiker Charles Frederic Gerard, som mente at kombinasjonen av forskjellige grupper av atomer ikke bestemmes av den elektriske ladningen til disse gruppene, men av deres spesifikke kjemiske egenskaper.
Strukturkjemi. I 1857 foreslo Kekule, basert på teorien om valens (valens ble forstått som antall hydrogenatomer som kombineres med ett atom i et gitt grunnstoff), at karbon er fireverdig og derfor kan kombineres med fire andre atomer, og danner lange kjeder - rett eller forgrenet. Derfor begynte organiske molekyler å bli avbildet ikke i form av kombinasjoner av radikaler, men i form av strukturformler - atomer og bindinger mellom dem.
I 1874, en dansk kjemiker Jacob van't Hoff og den franske kjemikeren Joseph Achille Le Bel (1847–1930) utvidet denne ideen til arrangementet av atomer i rommet. De mente at molekyler ikke var flate, men tredimensjonale strukturer. Dette konseptet gjorde det mulig å forklare mange kjente fenomener, for eksempel romlig isomerisme, eksistensen av molekyler med samme sammensetning, men med forskjellige egenskaper. Dataene passer veldig godt inn i det Louis Pasteur om isomerer av vinsyre.
6. Periodisk lov og periodisk system D.I. Mendeleev Struktur av det periodiske systemet (periode, gruppe, undergruppe). Betydningen av den periodiske lov og det periodiske systemet.
Periodisk lov D.I. Mendeleev:Egenskaper til enkle legemer, samt former og egenskaper til forbindelserforskjeller av elementer er periodisk avhengig avverdiene til grunnstoffenes atomvekter. (Egenskapene til grunnstoffene er periodisk avhengig av ladningen til atomene i kjernene deres).
Periodisk system for grunnstoffer. Serier av elementer der egenskapene endres sekvensielt, for eksempel rekken av åtte elementer fra litium til neon eller fra natrium til argon, kalte Mendeleev perioder. Hvis vi skriver disse to periodene under hverandre slik at natrium er under litium og argon er under neon, får vi følgende oppstilling av elementer:
Med dette arrangementet inneholder de vertikale søylene elementer som er like i sine egenskaper og har samme valens, for eksempel litium og natrium, beryllium og magnesium, etc.
Etter å ha delt inn alle grunnstoffene i perioder og plassert en periode under en annen slik at elementer som ligner i egenskaper og type forbindelser som ble dannet ble plassert under hverandre, kompilerte Mendeleev en tabell som han kalte det periodiske systemet av grunnstoffer etter grupper og serier.
Betydningen av det periodiske systemetVi. Det periodiske system av grunnstoffer hadde stor innflytelse på den etterfølgende utviklingen av kjemi. Ikke bare var det den første naturlige klassifiseringen av kjemiske elementer, som viser at de danner et harmonisk system og er i nær forbindelse med hverandre, men det var også et kraftig verktøy for videre forskning.
7. Periodiske endringer i egenskapene til kjemiske elementer. Atomiske og ioniske radier. Ioniseringsenergi. Elektron affinitet. Elektronegativitet.
Atomradiusens avhengighet av ladningen til kjernen til et atom Z er periodisk. I løpet av en periode, når Z øker, er det en tendens til at størrelsen på atomet reduseres, noe som er spesielt tydelig observert i korte perioder
Med begynnelsen av konstruksjonen av et nytt elektronisk lag, mer fjernt fra kjernen, dvs. under overgangen til neste periode, øker atomradiusene (sammenlign for eksempel radiene til fluor- og natriumatomer). Som et resultat, innenfor en undergruppe, med økende kjernefysisk ladning, øker størrelsen på atomer.
Tapet av elektronatomer fører til en reduksjon i dens effektive størrelse, og tillegg av overflødige elektroner fører til en økning. Derfor er radiusen til et positivt ladet ion (kation) alltid mindre, og radiusen til et negativt ladet ikke (anion) er alltid større enn radiusen til det tilsvarende elektrisk nøytrale atomet.
Innenfor en undergruppe øker radiene til ioner med samme ladning med økende kjerneladning Dette mønsteret forklares med en økning i antall elektroniske lag og den økende avstanden til ytre elektroner fra kjernen.
Den mest karakteristiske kjemiske egenskapen til metaller er atomenes evne til lett å gi fra seg eksterne elektroner og forvandle seg til positivt ladede ioner, mens ikke-metaller tvert imot er preget av evnen til å legge til elektroner for å danne negative ioner. For å fjerne et elektron fra et atom og transformere sistnevnte til et positivt ion, er det nødvendig å bruke litt energi, kalt ioniseringsenergi.
Ioniseringsenergi kan bestemmes ved å bombardere atomer med elektroner akselerert i et elektrisk felt. Den laveste feltspenningen der elektronhastigheten blir tilstrekkelig til å ionisere atomer kalles ioniseringspotensialet til atomene til et gitt grunnstoff og uttrykkes i volt. Med bruk av tilstrekkelig energi kan to, tre eller flere elektroner fjernes fra et atom. Derfor snakker de om det første ioniseringspotensialet (energien til fjerning av det første elektronet fra atomet) og det andre ioniseringspotensialet (energien til fjerning av det andre elektronet)
Som nevnt ovenfor kan atomer ikke bare donere, men også få elektroner. Energien som frigjøres når et elektron fester seg til et fritt atom kalles atomets elektronaffinitet. Elektronaffinitet, som ioniseringsenergi, uttrykkes vanligvis i elektronvolt. Dermed er elektronaffiniteten til hydrogenatomet 0,75 eV, oksygen - 1,47 eV, fluor - 3,52 eV.
Elektronaffinitetene til metallatomer er vanligvis nær null eller negative; Det følger av dette at for atomer av de fleste metaller er tilsetning av elektroner energetisk ugunstig. Elektronaffiniteten til ikke-metalliske atomer er alltid positiv og jo større, jo nærmere er ikke-metallet edelgassen i det periodiske system; dette indikerer en økning i ikke-metalliske egenskaper når slutten av perioden nærmer seg.
Muligheten for vitenskapelig forutsigelse av ukjente elementer ble en realitet først etter oppdagelsen av den periodiske loven og det periodiske systemet for elementer. D.I. Mendeleev spådde eksistensen av 11 nye elementer: ekaboron, ekasilicon, ekaalumium osv. Grunnstoffets «koordinater» i det periodiske systemet (løpenummer, gruppe og periode) gjorde det mulig å grovt forutsi atommassen, samt de viktigste egenskapene til det predikerte grunnstoffet. Nøyaktigheten til disse spådommene økte spesielt når det forutsagte elementet var omgitt av kjente og tilstrekkelig studerte elementer.
Takket være dette oppdaget L. de Boisbaudran i 1875 i Frankrike gallium (eka-aluminium); i 1879 oppdaget L. Nilsson (Sverige) scandium (ekabor); i 1886 i Tyskland oppdaget K. Winkler germanium (eksasilisium).
Når det gjelder de uoppdagede elementene i den niende og tiende rad, var D.I. Mendeleevs uttalelser mer forsiktige, fordi egenskapene deres ble studert ekstremt dårlig. Så etter vismut, der den sjette perioden sluttet, var det to streker igjen. Den ene tilsvarte en telluranalog, den andre tilhørte et ukjent tungt halogen. I den syvende perioden var bare to grunnstoffer kjent - thorium og uran. D.I. Mendeleev etterlot flere celler med bindestreker, som skulle ha tilhørt elementene i den første, andre og tredje gruppen foran thorium. En tom celle ble stående mellom thorium og uran. Fem tomme plasser ble etterlatt uran, d.v.s. I nesten 100 år hadde man forutsett transuranelementer.
For å bekrefte nøyaktigheten av D.I. Mendeleevs spådommer angående elementer i den niende og tiende rad, kan vi gi et eksempel med polonium (serienummer 84). Ved å forutsi egenskapene til elementet med serienummer 84, utpekte D. I. Mendeleev det som en analog av tellur og kalte det dwitellurium. For dette grunnstoffet antok han en atommasse på 212 og evnen til å danne et oksid av typen EO e. Dette elementet skal ha en tetthet på 9,3 g/cm 3 og være et smeltbart, krystallinsk og lavflyktig gråmetall. Polonium, som ble oppnådd i sin rene form først i 1946, er et mykt, smeltbart, sølvfarget metall med en tetthet på 9,3 g/cm 3 . Egenskapene ligner veldig på tellur.
Den periodiske loven til D.I. Mendeleev, som er en av de viktigste naturlovene, er av eksepsjonell betydning. Denne loven reflekterer det naturlige forholdet som eksisterer mellom elementer, utviklingsstadiene av materie fra enkel til kompleks, og markerte begynnelsen på moderne kjemi. Med oppdagelsen hans sluttet kjemi å være en beskrivende vitenskap.
Den periodiske loven og systemet med elementer til D.I. Mendeleev er en av de pålitelige metodene for å forstå verden. Siden elementene er forent av felles egenskaper eller struktur, indikerer dette mønstrene for sammenkobling og gjensidig avhengighet av fenomener.
Alle grunnstoffene utgjør til sammen én linje med kontinuerlig utvikling fra det enkleste hydrogenet til det 118. grunnstoffet. Dette mønsteret ble først lagt merke til av D.I. Mendeleev, som var i stand til å forutsi eksistensen av nye elementer, og dermed vise kontinuiteten i utviklingen av materie.
Ved å sammenligne egenskapene til elementer og deres forbindelser innenfor grupper, kan man enkelt oppdage manifestasjonen av loven om overgangen av kvantitative endringer til kvalitative. I løpet av en hvilken som helst periode er det altså en overgang fra et typisk metall til et typisk ikke-metall (halogen), men overgangen fra et halogen til det første elementet i neste periode (et alkalimetall) er ledsaget av utseendet til egenskaper skarpt motsatt av dette halogenet. Oppdagelsen av D.I. Mendeleev la et nøyaktig og pålitelig grunnlag for teorien om atomstruktur, og hadde stor innflytelse på utviklingen av all moderne kunnskap om materiens natur.
Arbeidet til D. I. Mendeleev med opprettelsen av det periodiske systemet la grunnlaget for en vitenskapelig basert metode for målrettet søk etter nye kjemiske elementer. Eksempler inkluderer de mange suksessene til moderne kjernefysikk. I løpet av det siste halve århundret har elementer med serienummer 102-118 blitt syntetisert. Studiet av deres egenskaper, så vel som deres produksjon, ville være umulig uten kunnskap om mønstrene for forhold mellom kjemiske elementer.
Beviset for en slik uttalelse er resultater forskning på syntese av elementer 114, 116, 118.
Isotopen til det 114. elementet ble oppnådd ved interaksjon av plutonium med isotopen 48 Ca, og den 116. ved interaksjon av curium med isotopen 48 Ca:
Stabiliteten til de resulterende isotopene er så høy at de ikke spontant fisjonser, men opplever alfa-forfall, dvs. fisjon av kjernen med samtidig emisjon av alfapartikler.
De innhentede eksperimentelle dataene bekrefter fullstendig de teoretiske beregningene: etter hvert som påfølgende alfa-forfall oppstår, dannes kjerner av det 112. og 110. element, hvoretter spontan fisjon begynner:
Ved å sammenligne egenskapene til elementer, er vi overbevist om at de er sammenkoblet av felles strukturelle trekk. Ved å sammenligne strukturen til de ytre og pre-ytre elektronskallene, er det således mulig å forutsi med høy nøyaktighet alle typer forbindelser som er karakteristiske for et gitt element. Et slikt klart forhold er veldig godt illustrert av eksemplet med det 104. elementet - rutherfordium. Kjemikere spådde at hvis dette elementet er en analog av hafnium (72 Hf), så skulle dets tetraklorid ha omtrent de samme egenskapene som HfCl 4. Eksperimentelle kjemiske studier bekreftet ikke bare kjemikernes prediksjon, men også oppdagelsen av et nytt supertungt grunnstoff 1(M Rf. Den samme analogien kan sees i egenskapene - Os (Z = 76) og Ds (Z = 110) - begge grunnstoffer danner flyktige oksider av typen R0 4. Alt dette sier om manifestasjon av loven om innbyrdes sammenheng og gjensidig avhengighet av fenomener.
Sammenligning av egenskapene til elementer både innenfor grupper og perioder, og deres sammenligning med atomets struktur indikerer loven overgang fra kvantitet til kvalitet. Overgangen av kvantitative endringer til kvalitative er bare mulig gjennomfornektelse av fornektelse. I løpet av perioder, når kjernefysisk ladning øker, skjer en overgang fra et alkalimetall til en edelgass. Den neste perioden begynner igjen med et alkalimetall - et grunnstoff som fullstendig negerer egenskapene til edelgassen som går foran den (for eksempel He og Li; Ne og Na; Ar og Kr, etc.).
I hver periode øker ladningen til kjernen til det påfølgende elementet med en sammenlignet med den forrige. Denne prosessen observeres fra hydrogen til det 118. elementet og indikerer kontinuitet i utviklingen av materie.
Til slutt er kombinasjonen av motsatte ladninger (proton og elektron) i et atom, manifestasjonen av metalliske og ikke-metalliske egenskaper, eksistensen av amfotere oksider og hydroksider en manifestasjon av loven enhet og kamp mellom motsetninger.
Det bør også bemerkes at oppdagelsen av den periodiske loven var begynnelsen på grunnleggende forskning angående materiens egenskaper.
Ifølge Niels Bohr er det periodiske systemet «en ledestjerne for forskning innen kjemi, fysikk, mineralogi og teknologi».
- Elementene 112, 114, 116, 118 ble oppnådd ved Joint Institute for Nuclear Research (Dubna, Russland). Elementene 113 og 115 ble oppnådd i fellesskap av russiske og amerikanske fysikere. Materialet ble levert av akademiker ved det russiske vitenskapsakademiet Yu. Ts. Oganesyan.
