Semnificația sistemului periodic Mendeleev este scurt. Înțelesul tabelului periodic
Tabelul periodic al elementelor a avut o mare influență asupra dezvoltării ulterioare a chimiei. Nu numai că a fost prima clasificare naturală a elementelor chimice, arătând că acestea formează un sistem armonios și sunt în strânsă legătură între ele, dar a fost și un instrument puternic pentru cercetări ulterioare.
Pe vremea când Mendeleev și-a întocmit tabelul pe baza legii periodice pe care a descoperit-o, multe elemente erau încă necunoscute. Astfel, scandiul din perioada 4 a fost necunoscut. În ceea ce privește masa atomică, Ti a venit după Ca, dar Ti nu a putut fi plasat imediat după Ca, deoarece s-ar încadra în grupa 3, dar din cauza proprietăților Ti ar trebui să fie clasificată în grupa 4. Prin urmare, Mendeleev a ratat o celulă. Pe aceeași bază, în perioada 4, au rămas două celule libere între Zn și As. Mai sunt locuri goale pe alte rânduri. Mendeleev nu era doar convins că trebuie să existe încă elemente necunoscute care să umple aceste locuri, dar și să prezică în avans proprietățile unor astfel de elemente, pe baza poziției lor între alte elemente ale tabelului periodic. Aceste elemente au primit și numele de ekaboron (deoarece proprietățile sale trebuiau să semene cu borul), ekaaluminiu, ecasiliciu...
Descoperirea lui Ga, Sc, Ge a fost cel mai mare triumf al legii periodice. Sistemul periodic a avut, de asemenea, o mare importanță în stabilirea valenței și a maselor atomice ale unor elemente. La fel, tabelul periodic a dat impuls corectării maselor atomice ale unor elemente. De exemplu, lui Cs i-a fost atribuită anterior o masă atomică de 123,4. Mendeleev, aranjând elementele într-un tabel, a constatat că, conform proprietăților sale, Cs ar trebui să fie în subgrupul principal al primului grup sub Rb și, prin urmare, va avea o masă atomică de aproximativ 130. Definițiile moderne arată că masa atomică a lui Cs este 132,9054..
Și în prezent, legea periodică rămâne steaua călăuzitoare a chimiei. Pe baza ei au fost create în mod artificial elementele transuraniu. Unul dintre ele, elementul nr. 101, obținut pentru prima dată în 1955, a fost numit mendelevium în onoarea marelui om de știință rus.
Dezvoltarea ulterioară a științei a făcut posibilă, pe baza legii periodice, înțelegerea mult mai profundă a structurii materiei, decât acest lucru a fost posibil în timpul vieții lui Mendeleev.
Cuvintele profetice ale lui Mendeleev au fost confirmate cu brio: „Legea periodică nu este amenințată cu distrugerea, ci doar suprastructura și dezvoltarea sunt promise”.
Condiția preliminară pentru descoperirea Legii Periodice au fost deciziile congresului internațional al chimiștilor din orașul Karlsruhe din 1860, când s-a stabilit în sfârșit știința atomo-moleculară și primele definiții unificate ale conceptelor de moleculă și atom, precum și ca greutate atomică, pe care acum o numim masă atomică relativă, au fost întreprinse.
D.I. Mendeleev, în descoperirea sa, s-a bazat pe puncte de plecare clar formulate:
Proprietatea comună neschimbătoare a atomilor tuturor elementelor chimice este masa lor atomică;
Proprietățile elementelor depind de masele lor atomice;
Forma acestei dependențe este periodică.
Condițiile preliminare discutate mai sus pot fi numite obiective, adică independente de personalitatea omului de știință, deoarece au fost determinate de dezvoltarea istorică a chimiei ca știință.
III Legea periodică și tabelul periodic al elementelor chimice.
Descoperirea lui Mendeleev a Legii periodice.
Prima versiune a Tabelului periodic al elementelor a fost publicată de D. I. Mendeleev în 1869 - cu mult înainte ca structura atomului să fie studiată. În acest moment, Mendeleev preda chimie la Universitatea din Sankt Petersburg. Pregătindu-se pentru prelegeri și adunând material pentru manualul său „Fundamentals of Chemistry”, D. I. Mendeleev s-a gândit la modul de sistematizare a materialului în așa fel încât informațiile despre proprietățile chimice ale elementelor să nu arate ca un set de fapte disparate.
Ghidul lui D. I. Mendeleev în această lucrare a fost masele atomice (greutățile atomice) ale elementelor. După Congresul mondial al chimiștilor din 1860, la care a participat și D.I. Mendeleev, problema determinării corecte a greutăților atomice a fost constant în centrul atenției multor chimiști de top din lume, inclusiv D.I. Mendeleev.Prin aranjarea elementelor în ordinea crescătoare a greutăților lor atomice, D. I. Mendeleev a descoperit o lege fundamentală a naturii, care este acum cunoscută sub numele de Legea periodică:
Proprietățile elementelor se modifică periodic în funcție de greutatea lor atomică.
Formularea de mai sus nu o contrazice deloc pe cea modernă, în care conceptul de „greutate atomică” este înlocuit cu conceptul de „sarcină nucleară”. Nucleul este format din protoni și neutroni. Numărul de protoni și neutroni din nucleele majorității elementelor este aproximativ același, astfel încât greutatea atomică crește aproximativ în același mod pe măsură ce crește numărul de protoni din nucleu (sarcina nucleară Z).
Noutatea fundamentală a Legii periodice a fost următoarea:
1. S-a stabilit o legătură între elementele care erau diferite în proprietățile lor. Această legătură constă în faptul că proprietățile elementelor se schimbă ușor și aproximativ în mod egal pe măsură ce greutatea lor atomică crește, iar apoi aceste modificări SE REPETĂ PERIOD.
2. În acele cazuri în care părea că lipsește vreo legătură în succesiunea modificărilor proprietăților elementelor, în Tabelul Periodic erau prevăzute GAPS care trebuiau completate cu elemente care nu fuseseră încă descoperite.
În toate încercările anterioare de a determina relația dintre elemente, alți cercetători au căutat să creeze o imagine completă în care să nu existe loc pentru elemente care nu fuseseră încă descoperite. Dimpotrivă, D.I. Mendeleev a considerat cea mai importantă parte a tabelului său periodic ca fiind acele celule care erau încă goale. Acest lucru a făcut posibilă prezicerea existenței unor elemente încă necunoscute.
Este admirabil faptul că D. I. Mendeleev și-a făcut descoperirea într-un moment în care greutățile atomice ale multor elemente erau determinate foarte aproximativ și erau cunoscute doar 63 de elemente în sine - adică puțin mai mult de jumătate dintre cele cunoscute de noi astăzi.
Cunoașterea profundă a proprietăților chimice ale diferitelor elemente i-a permis lui Mendeleev nu numai să sublinieze elemente care nu fuseseră încă descoperite, ci și să prezică cu exactitate proprietățile lor! D.I. Mendeleev a prezis cu exactitate proprietățile elementului pe care l-a numit „eka-silicon”. 16 ani mai târziu, acest element a fost într-adevăr descoperit de chimistul german Winkler și numit germaniu.
Comparația proprietăților prezise de D.I. Mendeleev pentru elementul încă nedescoperit „eka-silicon” cu proprietățile elementului germaniu (Ge). În Tabelul Periodic modern, germaniul ocupă locul „eka-silicon”.
Proprietate
Prezetat de D.I. Mendeleev pentru „eka-silicon” în 1870
Definit pentru germaniu Ge, descoperit în 1886
Culoare, aspect
maro
maro deschis
Greutate atomica
72,59
Densitate (g/cm3)
5,5
5,35
Formula de oxid
XO2
GeO2
Formula clorură
XCl4
GeCl4
Densitatea clorurii (g/cm3)
1,9
1,84
În același mod, proprietățile „eka-aluminiu” (elementul galiu Ga, descoperit în 1875) și „eka-bor” (elementul scandiu Sc, descoperit în 1879) au fost confirmate cu brio de D.I. Mendeleev.
După aceasta, a devenit clar pentru oamenii de știință din întreaga lume că Tabelul periodic al lui D. I. Mendeleev nu sistematizează pur și simplu elementele, ci este o expresie grafică a legii fundamentale a naturii - Legea periodică.
Structura tabelului periodic.
Pe baza Legii periodice a D.I. Mendeleev a creat Tabelul Periodic al Elementelor Chimice, care a constat din 7 perioade și 8 grupe (versiunea cu perioade scurte a tabelului). În prezent, versiunea pe perioadă lungă a Sistemului Periodic este mai des utilizată (7 perioade, 8 grupuri, elementele lantanide și actinide sunt prezentate separat).
Perioadele sunt rânduri orizontale ale tabelului; ele sunt împărțite în mici și mari. În perioadele mici sunt 2 elemente (perioada I) sau 8 elemente (perioadele a 2-a, a 3-a), în perioadele mari - 18 elemente (perioadele a 4-a, a 5-a) sau 32 de elemente (perioadele a 6-a, a 5-a) perioada a 7-a). Fiecare perioadă începe cu un metal tipic și se termină cu un nemetal (halogen) și un gaz nobil.
Grupurile sunt secvențe verticale de elemente, sunt numerotate cu cifre romane de la I la VIII și literele rusești A și B. Versiunea cu perioade scurte a Sistemului periodic includea subgrupuri de elemente (principale și secundare).
Un subgrup este un set de elemente care sunt analogi chimici necondiționați; adesea elementele unui subgrup au cea mai mare stare de oxidare corespunzătoare numărului grupului.
În grupele A, proprietățile chimice ale elementelor pot varia într-o gamă largă de la nemetalice la metalice (de exemplu, în subgrupul principal al grupului V, azotul este un nemetal, iar bismutul este un metal).
În Tabelul Periodic, metalele tipice sunt situate în grupa IA (Li-Fr), IIA (Mg-Ra) și IIIA (In, Tl). Nemetalele sunt localizate în grupele VIIA (F-Al), VIA (O-Te), VA (N-As), IVA (C, Si) și IIIA (B). Unele elemente ale grupelor A (beriliu Be, aluminiu Al, germaniu Ge, antimoniu Sb, poloniu Po și altele), precum și multe elemente ale grupelor B prezintă atât proprietăți metalice, cât și nemetalice (fenomenul de amfoteritate).
Pentru unele grupuri se folosesc denumiri de grup: IA (Li-Fr) - metale alcaline, IIA (Ca-Ra) - metale alcalino-pământoase, VIA (O-Po) - calcogeni, VIIA (F-At) - halogeni, VIIIA ( He-Rn ) - gaze nobile. Forma Tabelului Periodic propusă de D.I. Mendeleev, a fost numit de scurtă perioadă sau clasic. În prezent, este mai utilizată o altă formă a Tabelului Periodic - cea cu perioadă lungă.
Dreptul periodic D.I. Mendeleev și Tabelul periodic al elementelor chimice au devenit baza chimiei moderne. Masele atomice relative sunt date conform Tabelului Internațional din 1983. Pentru elementele 104-108, numerele de masă ale izotopilor cu cea mai lungă viață sunt date între paranteze drepte. Numele și simbolurile elementelor date între paranteze nu sunt în general acceptate.
IV Legea periodică și structura atomului.
Informații de bază despre structura atomilor.
La sfârșitul secolului al XIX-lea și începutul secolului al XX-lea, fizicienii au demonstrat că atomul este o particulă complexă și constă din particule mai simple (elementare). Au fost descoperite:
raze catodice (fizicianul englez J. J. Thomson, 1897), ale căror particule se numesc electroni e− (purtă o singură sarcină negativă);
radioactivitatea naturală a elementelor (oameni de știință francezi - radiochimiști A. Becquerel și M. Sklodowska-Curie, fizician Pierre Curie, 1896) și existența particulelor α (nuclei de heliu 4He2+);
prezența unui nucleu încărcat pozitiv în centrul atomului (fizicianul și radiochimistul englez E. Rutherford, 1911);
transformarea artificială a unui element în altul, de exemplu azotul în oxigen (E. Rutherford, 1919). Din nucleul unui atom al unui element (azot - în experimentul lui Rutherford), la ciocnirea cu o particulă α, nucleul unui atom al unui alt element (oxigen) și o nouă particulă purtând o unitate de sarcină pozitivă și numită proton ( p+, nucleu 1H) s-au format.
prezența în nucleu a unui atom de particule neutre din punct de vedere electric - neutroni n0 (fizicianul englez J. Chadwick, 1932).
În urma cercetărilor, s-a constatat că atomul fiecărui element (cu excepția lui 1H) conține protoni, neutroni și electroni, cu protoni și neutroni concentrați în nucleul atomului, iar electroni la periferia acestuia (în învelișul de electroni) .
Numărul de protoni din nucleu este egal cu numărul de electroni din învelișul atomului și corespunde numărului de serie al acestui element din Tabelul Periodic.
Învelișul de electroni a unui atom este un sistem complex. Este împărțit în subcopii cu diferite energii (niveluri energetice); nivelurile, la rândul lor, sunt împărțite în subniveluri, iar subnivelurile includ orbitali atomici, care pot diferi ca formă și mărime (notați cu literele s, p, d, f etc.).
Deci, principala caracteristică a unui atom nu este masa atomică, ci mărimea sarcinii pozitive a nucleului. Aceasta este o caracteristică mai generală și mai precisă a unui atom și, prin urmare, a unui element. Toate proprietățile elementului și poziția sa în tabelul periodic depind de mărimea sarcinii pozitive a nucleului atomic. Astfel, numărul atomic al unui element chimic coincide numeric cu sarcina nucleului atomului său. Tabelul periodic al elementelor este o reprezentare grafică a legii periodice și reflectă structura atomilor elementelor.
Teoria structurii atomice explică modificările periodice ale proprietăților elementelor. O creștere a sarcinii pozitive a nucleelor atomice de la 1 la 110 duce la o repetare periodică a elementelor structurale ale nivelului de energie externă în atomi. Și deoarece proprietățile elementelor depind în principal de numărul de electroni la nivel extern, ele se repetă și periodic. Acesta este sensul fizic al legii periodice.
Fiecare perioadă din sistemul periodic începe cu elemente ai căror atomi la nivelul exterior au un electron s (niveluri exterioare incomplete) și, prin urmare, prezintă proprietăți similare - renunță cu ușurință la electronii de valență, ceea ce determină caracterul lor metalic. Acestea sunt metale alcaline - Li, Na, K, Rb, Cs.
Perioada se termină cu elemente ai căror atomi la nivelul exterior conțin 2 (s2) electroni (în prima perioadă) sau 8 (s2p6) electroni (în toate perioadele ulterioare), adică au un nivel extern complet. Acestea sunt gaze nobile He, Ne, Ar, Kr, Xe, care au proprietăți inerte.
În 1869, D.I. Mendeleev, pe baza unei analize a proprietăților substanțelor și compușilor simpli, a formulat Legea periodică: „Proprietățile corpurilor simple și ale compușilor elementelor depind periodic de mărimea maselor atomice ale elementelor.” Pe baza legii periodice a fost alcătuit sistemul periodic de elemente. În ea, elementele cu proprietăți similare au fost combinate în coloane de grup vertical. În unele cazuri, la plasarea elementelor în Tabelul Periodic, a fost necesar să se întrerupă succesiunea maselor atomice în creștere pentru a menține periodicitatea repetarii proprietăților. De exemplu, a fost necesar să „schimbăm” telurul și iodul, precum și argonul și potasiul. Motivul este că Mendeleev a propus legea periodică într-un moment în care nu se știa nimic despre structura atomului.După ce modelul planetar al atomului a fost propus în secolul al XX-lea, legea periodică este formulată după cum urmează:
„Proprietățile elementelor și compușilor chimici depind periodic de sarcinile nucleelor atomice.”
Sarcina nucleului este egală cu numărul elementului din tabelul periodic și cu numărul de electroni din învelișul de electroni a atomului. Această formulare explica „încălcările” Legii periodice. În tabelul periodic, numărul perioadei este egal cu numărul de niveluri electronice din atom, numărul grupului pentru elementele subgrupurilor principale este egal cu numărul de electroni din nivelul exterior.
Semnificația științifică a legii periodice. Legea periodică a făcut posibilă sistematizarea proprietăților elementelor chimice și compușilor acestora. La alcătuirea tabelului periodic, Mendeleev a prezis existența multor elemente nedescoperite, lăsându-le celule goale și a prezis multe proprietăți ale elementelor nedescoperite, ceea ce a facilitat descoperirea lor.Prima dintre acestea a urmat patru ani mai târziu.
Dar marele merit al lui Mendeleev nu constă numai în descoperirea de lucruri noi.
Mendeleev a descoperit o nouă lege a naturii. În loc de substanțe disparate, neconectate, știința sa confruntat cu un singur sistem armonios care a unit toate elementele Universului într-un singur întreg; atomii au început să fie considerați ca:
1. legate organic între ele printr-un model comun,
2. detectarea tranziției modificărilor cantitative ale greutății atomice în modificări calitative ale substanței lor chimice. individualități,
3. indicând că opusul este metalic. și nemetalice. Proprietățile atomilor nu sunt absolute, așa cum se credea anterior, ci sunt doar relative în natură.
24. Apariția teoriilor structurale în procesul de dezvoltare a chimiei organice. Știința atomo-moleculară ca bază teoretică pentru teoriile structurale.
Chimie organica. De-a lungul secolului al XVIII-lea. În problema relațiilor chimice dintre organismele și substanțele, oamenii de știință s-au ghidat după doctrina vitalismului - o doctrină care considera viața ca un fenomen special, supus nu legilor universului, ci influenței unor forțe vitale speciale. Acest punct de vedere a fost moștenit de mulți oameni de știință din secolul al XIX-lea, deși fundamentele sale au fost zdruncinate încă din 1777, când Lavoisier a sugerat că respirația este un proces asemănător arderii.
În 1828, chimistul german Friedrich Wöhler (1800–1882), prin încălzirea cianatului de amoniu (acest compus a fost clasificat necondiționat ca substanță anorganică), a obținut uree, un produs rezidual al oamenilor și animalelor. În 1845, Adolf Kolbe, un student al lui Wöhler, a sintetizat acidul acetic din elementele inițiale carbon, hidrogen și oxigen. În anii 1850, chimistul francez Pierre Berthelot a început să lucreze sistematic asupra sintezei compușilor organici și a obținut alcooli metilici și etilici, metan, benzen și acetilenă. Un studiu sistematic al compușilor organici naturali a arătat că toți conțin unul sau mai mulți atomi de carbon și mulți conțin atomi de hidrogen. Teoria tipurilor. Descoperirea și izolarea unui număr mare de compuși complecși care conțin carbon au ridicat problema compoziției moleculelor lor și au condus la necesitatea revizuirii sistemului de clasificare existent. În anii 1840, oamenii de știință în chimie și-au dat seama că ideile dualiste ale lui Berzelius se aplicau doar sărurilor anorganice. În 1853, s-a încercat clasificarea tuturor compușilor organici după tip. O „teorie a tipurilor” generalizată a fost propusă de un chimist francez Charles Frederic Gerard, care credea că combinarea diferitelor grupuri de atomi este determinată nu de sarcina electrică a acestor grupuri, ci de proprietățile lor chimice specifice.
Chimie structurală. În 1857, Kekule, bazat pe teoria valenței (valența a fost înțeleasă ca numărul de atomi de hidrogen care se combină cu un atom dintr-un element dat), a sugerat că carbonul este tetravalent și, prin urmare, se poate combina cu alți patru atomi, formând lanțuri lungi - drepte sau ramificate. Prin urmare, moleculele organice au început să fie descrise nu sub formă de combinații de radicali, ci sub formă de formule structurale - atomi și legături între ei.
În 1874, un chimist danez Jacob van't Hoff iar chimistul francez Joseph Achille Le Bel (1847–1930) a extins această idee la aranjarea atomilor în spațiu. Ei credeau că moleculele nu sunt plate, ci structuri tridimensionale. Acest concept a făcut posibilă explicarea multor fenomene binecunoscute, de exemplu, izomeria spațială, existența unor molecule de aceeași compoziție, dar cu proprietăți diferite. Datele se potrivesc foarte bine în ea Louis Pasteur despre izomerii acidului tartric.
6. Drept periodic și sistem periodic D.I. Mendeleev Structura sistemului periodic (perioada, grupa, subgrupa). Semnificația legii periodice și a sistemului periodic.
Periodic legea D.I. Mendeleev:Proprietățile corpurilor simple, precum și formele și proprietățile compușilordiferenţele de elemente sunt periodic dependente devalorile greutăților atomice ale elementelor (proprietățile elementelor depind periodic de sarcina atomilor nucleelor lor).
Tabelul periodic al elementelor. Serii de elemente în cadrul cărora proprietățile se schimbă secvențial, cum ar fi seria de opt elemente de la litiu la neon sau de la sodiu la argon, numite de Mendeleev perioade. Dacă scriem aceste două perioade una sub alta, astfel încât sodiul să fie sub litiu și argonul să fie sub neon, obținem următorul aranjament al elementelor:
Cu acest aranjament, coloanele verticale conțin elemente care sunt similare în proprietățile lor și au aceeași valență, de exemplu, litiu și sodiu, beriliu și magneziu etc.
După ce a împărțit toate elementele în perioade și a plasat o perioadă sub alta, astfel încât elementele similare ca proprietăți și tip de compuși formați să fie amplasate unele sub altele, Mendeleev a alcătuit un tabel pe care l-a numit sistemul periodic de elemente pe grupuri și serii.
Sensul sistemului periodicNoi. Tabelul periodic al elementelor a avut o mare influență asupra dezvoltării ulterioare a chimiei. Nu numai că a fost prima clasificare naturală a elementelor chimice, arătând că acestea formează un sistem armonios și sunt în strânsă legătură între ele, dar a fost și un instrument puternic pentru cercetări ulterioare.
7. Modificări periodice ale proprietăților elementelor chimice. Raze atomice și ionice. Energie de ionizare. Afinitatea electronică. Electronegativitatea.
Dependența razelor atomice de sarcina nucleului unui atom Z este periodică. Într-o perioadă, pe măsură ce Z crește, există o tendință ca dimensiunea atomului să scadă, ceea ce se observă în mod clar în perioade scurte.
Odată cu începerea construcției unui nou strat electronic, mai îndepărtat de nucleu, adică în timpul tranziției la următoarea perioadă, razele atomice cresc (comparați, de exemplu, razele atomilor de fluor și sodiu). Ca urmare, în cadrul unui subgrup, odată cu creșterea sarcinii nucleare, dimensiunile atomilor cresc.
Pierderea atomilor de electroni duce la o scădere a dimensiunii sale efective, iar adăugarea de electroni în exces duce la o creștere. Prin urmare, raza unui ion încărcat pozitiv (cation) este întotdeauna mai mică, iar raza unui non (anion) încărcat negativ este întotdeauna mai mare decât raza atomului neutru electric corespunzător.
În cadrul unui subgrup, razele ionilor cu aceeași sarcină cresc odată cu creșterea sarcinii nucleare, acest model este explicat prin creșterea numărului de straturi electronice și distanța în creștere a electronilor exteriori față de nucleu.
Cea mai caracteristică proprietate chimică a metalelor este capacitatea atomilor lor de a renunța cu ușurință la electroni externi și de a se transforma în ioni încărcați pozitiv, în timp ce nemetalele, dimpotrivă, se caracterizează prin capacitatea de a adăuga electroni pentru a forma ioni negativi. Pentru a elimina un electron dintr-un atom și a-l transforma pe acesta din urmă într-un ion pozitiv, este necesar să consumați o anumită energie, numită energie de ionizare.
Energia de ionizare poate fi determinată prin bombardarea atomilor cu electroni accelerați într-un câmp electric. Cea mai mică tensiune de câmp la care viteza electronului devine suficientă pentru a ioniza atomii se numește potențialul de ionizare al atomilor unui element dat și este exprimată în volți. Cu cheltuirea unei energii suficiente, doi, trei sau mai mulți electroni pot fi îndepărtați dintr-un atom. Prin urmare, se vorbește despre primul potențial de ionizare (energia eliminării primului electron din atom) și al doilea potențial de ionizare (energia eliminării celui de-al doilea electron)
După cum sa menționat mai sus, atomii nu numai că pot dona, ci și pot câștiga electroni. Energia eliberată atunci când un electron se atașează de un atom liber se numește afinitatea electronică a atomului. Afinitatea electronilor, ca și energia de ionizare, este de obicei exprimată în electroni volți. Astfel, afinitatea electronică a atomului de hidrogen este de 0,75 eV, oxigen - 1,47 eV, fluor - 3,52 eV.
Afinitățile electronice ale atomilor de metal sunt de obicei aproape de zero sau negative; De aici rezultă că pentru atomii majorității metalelor adăugarea de electroni este nefavorabilă din punct de vedere energetic. Afinitatea electronică a atomilor nemetalici este întotdeauna pozitivă și cu cât mai mare, cu atât nemetalul este mai aproape de gazul nobil din tabelul periodic; aceasta indică o creștere a proprietăților nemetalice pe măsură ce sfârșitul perioadei se apropie.
Posibilitatea predicției științifice a elementelor necunoscute a devenit realitate abia după descoperirea legii periodice și a tabelului periodic al elementelor. D.I. Mendeleev a prezis existența a 11 elemente noi: ekaboron, ekasilicon, ekaaluminiu etc. „Coordonatele” elementului din sistemul periodic (număr de serie, grup și perioadă) au făcut posibilă prezicerea aproximativă a masei atomice, precum și a celor mai importante proprietăți ale elementului prezis. Precizia acestor predicții a crescut mai ales atunci când elementul prezis a fost înconjurat de elemente cunoscute și suficient studiate.
Datorită acestui fapt, în 1875 în Franța, L. de Boisbaudran a descoperit galiul (eka-aluminiu); în 1879 L. Nilsson (Suedia) a descoperit scandiul (ekabor); în 1886 în Germania, K. Winkler a descoperit germaniul (exasilicon).
În ceea ce privește elementele nedescoperite ale rândurilor al nouălea și al zecelea, afirmațiile lui D.I. Mendeleev au fost mai precaute, deoarece proprietățile lor au fost studiate extrem de prost. Deci, după bismut, la care s-a încheiat a șasea perioadă, au rămas două liniuțe. Unul corespundea unui analog de teluriu, celălalt aparținea unui halogen greu necunoscut. În a șaptea perioadă, au fost cunoscute doar două elemente - toriu și uraniu. D.I. Mendeleev a lăsat mai multe celule cu liniuțe, care ar fi trebuit să aparțină elementelor din primul, al doilea și al treilea grup premergător toriului. O celulă goală a rămas între toriu și uraniu. Cinci locuri goale au rămas în urmă cu uraniu, adică. Timp de aproape 100 de ani, au fost prevăzute elemente transuraniu.
Pentru a confirma acuratețea predicțiilor lui D.I. Mendeleev cu privire la elementele din rândurile al nouălea și al zecelea, putem da un exemplu cu poloniu (numărul de serie 84). Prevăzând proprietățile elementului cu numărul de serie 84, D. I. Mendeleev l-a desemnat ca un analog al telurului și l-a numit dwitellurium. Pentru acest element, el a presupus o masă atomică de 212 și capacitatea de a forma un oxid de tip EO e. Acest element ar trebui să aibă o densitate de 9,3 g/cm 3 și să fie un metal gri fuzibil, cristalin și slab volatil. Poloniul, care a fost obținut în formă pură abia în 1946, este un metal moale, fuzibil, de culoare argintie, cu o densitate de 9,3 g/cm 3 . Proprietățile sale sunt foarte asemănătoare cu telurul.
Legea periodică a lui D.I. Mendeleev, fiind una dintre cele mai importante legi ale naturii, are o importanță excepțională. Reflectând relația naturală care există între elemente, etapele de dezvoltare a materiei de la simplu la complex, această lege a marcat începutul chimiei moderne. Odată cu descoperirea sa, chimia a încetat să mai fie o știință descriptivă.
Legea periodică și sistemul de elemente ale lui D.I. Mendeleev sunt una dintre metodele de încredere de înțelegere a lumii. Deoarece elementele sunt unite prin proprietăți sau structură comune, aceasta indică modelele de interconectare și interdependență ale fenomenelor.
Toate elementele împreună constituie o linie de dezvoltare continuă de la cel mai simplu hidrogen până la al 118-lea element. Acest model a fost observat pentru prima dată de D.I. Mendeleev, care a fost capabil să prezică existența unor noi elemente, arătând astfel continuitatea dezvoltării materiei.
Prin compararea proprietăților elementelor și compușilor acestora în cadrul grupurilor, se poate detecta cu ușurință manifestarea legii privind trecerea modificărilor cantitative la cele calitative. Astfel, în orice perioadă are loc o tranziție de la un metal tipic la un nemetal tipic (halogen), dar trecerea de la un halogen la primul element al perioadei următoare (un metal alcalin) este însoțită de apariția bruscă a proprietăților. opus acestui halogen. Descoperirea lui D.I. Mendeleev a pus bazele exacte și de încredere pentru teoria structurii atomice, având un impact imens asupra dezvoltării tuturor cunoștințelor moderne despre natura materiei.
Lucrarea lui D. I. Mendeleev privind crearea tabelului periodic a pus bazele unei metode bazate științific de căutare țintită a noi elemente chimice. Exemplele includ numeroasele succese ale fizicii nucleare moderne. În ultima jumătate de secol, au fost sintetizate elemente cu numerele de serie 102-118. Studiul proprietăților lor, precum și producerea lor, ar fi imposibil fără cunoașterea tiparelor de relații dintre elementele chimice.
Dovada unei astfel de afirmații este rezultate cercetări privind sinteza elementelor 114, 116, 118.
Izotopul elementului 114 a fost obținut prin interacțiunea plutoniului cu izotopul 48 Ca, iar al 116-lea prin interacțiunea curiumului cu izotopul 48 Ca:
Stabilitatea izotopilor rezultați este atât de mare încât aceștia nu se fisiază în mod spontan, ci suferă dezintegrare alfa, de exemplu. fisiunea nucleului cu emisie simultană de particule alfa.
Datele experimentale obținute confirmă complet calculele teoretice: pe măsură ce au loc dezintegrari succesive alfa, se formează nuclee ale elementelor 112 și 110, după care începe fisiunea spontană:
Comparând proprietățile elementelor, suntem convinși că acestea sunt interconectate prin caracteristici structurale comune. Astfel, prin compararea structurii învelișurilor de electroni exterioare și pre-exterioare, este posibil să se prezică cu mare precizie toate tipurile de compuși caracteristici unui element dat. O astfel de relație clară este foarte bine ilustrată de exemplul celui de-al 104-lea element - rutherfordium. Chimiștii au prezis că, dacă acest element este un analog al hafniului (72 Hf), atunci tetraclorura sa ar trebui să aibă aproximativ aceleași proprietăți ca HfCl 4. Studiile chimice experimentale au confirmat nu numai predicția chimiștilor, ci și descoperirea unui nou element supergreu 1 (M Rf. Aceeași analogie poate fi observată în proprietățile - Os (Z = 76) și Ds (Z = 110) - ambele elementele formează oxizi volatili de tip R0 4. Toate acestea spun despre manifestare a legii interrelaţiei şi interdependenţei fenomenelor.
Compararea proprietăților elementelor atât în cadrul grupurilor, cât și al perioadelor și compararea lor cu structura atomului indică legea trecerea de la cantitate la calitate. Trecerea modificărilor cantitative în cele calitative este posibilă numai prinnegarea negării.În anumite perioade, pe măsură ce sarcina nucleară crește, are loc o tranziție de la un metal alcalin la un gaz nobil. Următoarea perioadă începe din nou cu un metal alcalin - un element care anulează complet proprietățile gazului nobil care îl precede (de exemplu, He și Li; Ne și Na; Ar și Kr etc.).
În fiecare perioadă, sarcina nucleului elementului următor crește cu unul față de cel precedent. Acest proces este observat de la hidrogen la al 118-lea element și indică continuitatea dezvoltării materiei.
În fine, combinarea sarcinilor opuse (proton și electron) într-un atom, manifestarea proprietăților metalice și nemetalice, existența oxizilor și hidroxizilor amfoteri este o manifestare a legii. unitatea și lupta contrariilor.
De asemenea, trebuie remarcat faptul că descoperirea legii periodice a fost începutul cercetărilor fundamentale privind proprietățile materiei.
Potrivit lui Niels Bohr, tabelul periodic este „o stea călăuzitoare pentru cercetarea în domeniile chimiei, fizicii, mineralogiei și tehnologiei”.
- Elementele 112, 114, 116, 118 au fost obținute la Institutul Comun de Cercetare Nucleară (Dubna, Rusia). Elementele 113 și 115 au fost obținute în comun de fizicienii ruși și americani. Materialul a fost oferit cu amabilitate de academicianul Academiei Ruse de Științe Yu. Ts. Oganesyan.
