Tabela periodike e elementeve pati një ndikim të madh në zhvillimin e mëvonshëm të kimisë. Jo vetëm që ishte klasifikimi i parë natyror i elementeve kimike, duke treguar se ato formojnë një sistem harmonik dhe janë në lidhje të ngushtë me njëri-tjetrin, por ishte gjithashtu një mjet i fuqishëm për kërkime të mëtejshme.
Në kohën kur Mendelejevi përpiloi tabelën e tij bazuar në ligjin periodik që zbuloi, shumë elementë ishin ende të panjohur. Kështu, periudha 4 elementësh skandi ishte e panjohur. Për sa i përket masës atomike, Ti vinte pas Ca, por Ti nuk mund të vendosej menjëherë pas Ca, sepse do të binte në grupin 3, por për shkak të vetive të Ti duhet të klasifikohet në grupin 4. Prandaj, Mendelejevit i humbi një qelizë. Në të njëjtën bazë, në periudhën 4, dy qeliza të lira u lanë midis Zn dhe As. Në radhët e tjera ka ende vende bosh. Mendeleev nuk ishte vetëm i bindur se duhet të ketë ende elementë të panjohur që do të mbushnin këto vende, por edhe të parashikuara paraprakisht vetitë e këtyre elementeve, bazuar në pozicionin e tyre midis elementeve të tjerë të tabelës periodike. Këtyre elementeve iu dhanë edhe emrat ekaboron (pasi vetitë e tij supozohej se i ngjanin borit), ekaaluminium, ekasilicium...

Gjatë 15 viteve të ardhshme, parashikimet e Mendelejevit u konfirmuan shkëlqyeshëm; të tre zërat e pritshëm ishin të hapur. Së pari, kimisti francez Lecoq de Boisbaudran zbuloi galiumin, i cili ka të gjitha vetitë e eka-aluminit. Pas kësaj, në Suedi L.F. Nilson zbuloi skandiumin dhe më në fund, disa vite më vonë në Gjermani, K.A. Winkler zbuloi një element që ai e quajti germanium, i cili doli të ishte identik me ekzilimin...
Zbulimi i Ga, Sc, Ge ishte triumfi më i madh i ligjit periodik. Sistemi periodik kishte gjithashtu një rëndësi të madhe në përcaktimin e valencës dhe masave atomike të disa elementeve. Po kështu, tabela periodike i dha shtysë korrigjimit të masave atomike të disa elementeve. Për shembull, Cs i është caktuar më parë një masë atomike prej 123.4. Mendeleev, duke renditur elementet në një tabelë, zbuloi se, sipas vetive të tij, Cs duhet të jetë në nëngrupin kryesor të grupit të parë nën Rb dhe për këtë arsye do të ketë një masë atomike prej rreth 130. Përkufizimet moderne tregojnë se masa atomike e Cs është 132.9054..
Dhe aktualisht, ligji periodik mbetet ylli udhëzues i kimisë. Në bazë të tij u krijuan artificialisht elementët e transuraniumit. Njëri prej tyre, elementi nr. 101, i marrë për herë të parë në vitin 1955, u emërua mendelevium për nder të shkencëtarit të madh rus.
Zhvillimi i mëvonshëm i shkencës bëri të mundur, bazuar në ligjin periodik, për të kuptuar strukturën e materies shumë më thellë, sesa kjo ishte e mundur gjatë jetës së Mendelejevit.
Fjalët profetike të Mendeleev u konfirmuan shkëlqyeshëm: "Ligji periodik nuk kërcënohet me shkatërrim, por premtohet vetëm superstruktura dhe zhvillimi".

Parakusht për zbulimin e Ligjit Periodik ishin vendimet e kongresit ndërkombëtar të kimistëve në qytetin e Karlsruhes në vitin 1860, kur më në fund u krijua shkenca atomike-molekulare dhe përkufizimet e para të unifikuara të koncepteve të molekulës dhe atomit. si peshë atomike, të cilën ne tani e quajmë masë atomike relative, u ndërmorën.

D.I. Mendeleev në zbulimin e tij u mbështet në pikat fillestare të formuluara qartë:

Vetia e përbashkët e pandryshueshme e atomeve të të gjithë elementëve kimikë është masa e tyre atomike;

Vetitë e elementeve varen nga masat e tyre atomike;

Forma e kësaj varësie është periodike.

Parakushtet e diskutuara më sipër mund të quhen objektive, domethënë të pavarura nga personaliteti i shkencëtarit, pasi ato u përcaktuan nga zhvillimi historik i kimisë si shkencë.

III Ligji periodik dhe tabela periodike e elementeve kimike.

Zbulimi i Ligjit Periodik nga Mendeleev.

Versioni i parë i Tabelës Periodike të Elementeve u botua nga D. I. Mendeleev në 1869 - shumë kohë përpara se të studiohej struktura e atomit. Në këtë kohë, Mendelejevi dha mësim kimi në Universitetin e Shën Petersburgut. Duke u përgatitur për leksione dhe duke mbledhur material për librin e tij shkollor "Bazat e kimisë", D. I. Mendeleev mendoi se si ta sistemonte materialin në atë mënyrë që informacioni rreth vetive kimike të elementeve të mos dukej si një grup faktesh të ndryshme.

Udhëzuesi i D. I. Mendeleev në këtë punë ishte masat atomike (peshat atomike) të elementeve. Pas Kongresit Botëror të Kimistëve në 1860, në të cilin mori pjesë edhe D.I. Mendeleev, problemi i përcaktimit të saktë të peshave atomike ishte vazhdimisht në fokusin e vëmendjes së shumë kimistëve kryesorë në botë, përfshirë D.I. Mendeleev.Duke i renditur elementët sipas rendit në rritje të peshave të tyre atomike, D. I. Mendeleev zbuloi një ligj themelor të natyrës, i cili tani njihet si Ligji Periodik:

Vetitë e elementeve ndryshojnë periodikisht sipas peshës së tyre atomike.

Formulimi i mësipërm nuk bie aspak në kundërshtim me atë modern, në të cilin koncepti i "peshës atomike" zëvendësohet me konceptin e "ngarkimit bërthamor". Bërthama përbëhet nga protone dhe neutrone. Numri i protoneve dhe neutroneve në bërthamat e shumicës së elementeve është afërsisht i njëjtë, kështu që pesha atomike rritet në të njëjtën mënyrë si rritet numri i protoneve në bërthamë (ngarkesa bërthamore Z).

Risia themelore e Ligjit Periodik ishte si më poshtë:

1. U krijua një lidhje midis elementeve që ishin të ndryshëm në vetitë e tyre. Kjo lidhje qëndron në faktin se vetitë e elementeve ndryshojnë pa probleme dhe përafërsisht në mënyrë të barabartë me rritjen e peshës atomike të tyre, dhe më pas këto ndryshime PËRSËRITEN PERIODIKËSHT.

2. Në ato raste kur dukej se mungonte ndonjë lidhje në sekuencën e ndryshimeve në vetitë e elementeve, në Tabelën Periodike jepeshin GAPS që duhej të plotësoheshin me elementë që nuk ishin zbuluar ende.

Në të gjitha përpjekjet e mëparshme për të përcaktuar marrëdhënien midis elementeve, studiues të tjerë kërkuan të krijonin një pamje të plotë në të cilën nuk kishte vend për elementë që nuk ishin zbuluar ende. Përkundrazi, D.I. Mendeleev konsideroi se pjesa më e rëndësishme e Tabelës së tij Periodike ishin ato qeliza që ishin ende bosh. Kjo bëri të mundur parashikimin e ekzistencës së elementeve ende të panjohura.

Është e admirueshme që D. I. Mendeleev e bëri zbulimin e tij në një kohë kur peshat atomike të shumë elementeve u përcaktuan shumë afërsisht, dhe vetëm 63 elementë ishin të njohur - domethënë pak më shumë se gjysma e atyre të njohura për ne sot.

Njohja e thellë e vetive kimike të elementeve të ndryshëm i lejoi Mendelejevit jo vetëm të vinte në dukje elementet që ende nuk ishin zbuluar, por edhe të parashikonte me saktësi vetitë e tyre! D.I. Mendeleev parashikoi me saktësi vetitë e elementit që ai e quajti "eka-silicon". 16 vjet më vonë, ky element u zbulua me të vërtetë nga kimisti gjerman Winkler dhe u quajt germanium.

Krahasimi i vetive të parashikuara nga D.I. Mendeleev për elementin ende të pazbuluar “eka-silicon” me vetitë e elementit germanium (Ge). Në Tabelën Periodike moderne, germanium zë vendin e "eka-silicon".

Prona

Parashikuar nga D.I. Mendeleev për "eka-silicon" në 1870

Përcaktuar për germanium Ge, i zbuluar në 1886

Ngjyra, pamja

kafe

kafe e lehtë

Pesha atomike

72,59

Dendësia (g/cm3)

5,5

5,35

Formula e oksidit

XO2

GeO2

Formula e klorurit

XCl4

GeCl4

Dendësia e klorurit (g/cm3)

1,9

1,84

Në të njëjtën mënyrë, vetitë e "eka-aluminit" (elementi galium Ga, i zbuluar në 1875) dhe "eka-boron" (elementi scandium Sc, i zbuluar në 1879) u konfirmuan shkëlqyeshëm nga D.I. Mendeleev.

Pas kësaj, u bë e qartë për shkencëtarët në mbarë botën se Tabela Periodike e D. I. Mendeleev nuk sistemon thjesht elementet, por është një shprehje grafike e ligjit themelor të natyrës - Ligjit Periodik.

Struktura e Tabelës Periodike.

Bazuar në Ligjin Periodik të D.I. Mendelejevi krijoi Tabelën Periodike të Elementeve Kimike, e cila përbëhej nga 7 periudha dhe 8 grupe (versioni me periudhë të shkurtër të tabelës). Aktualisht, versioni afatgjatë i Sistemit Periodik përdoret më shpesh (7 periudha, 8 grupe, elementet lantanide dhe aktinide tregohen veçmas).

Periudhat janë rreshta horizontale të tabelës; ato ndahen në të vogla dhe të mëdha. Në periudha të vogla ka 2 elementë (periudha 1) ose 8 elemente (periudha 2, 3), në periudha të mëdha - 18 elemente (periudha 4, 5) ose 32 elemente (periudha 6, 5) periudha e 7-të). Çdo periudhë fillon me një metal tipik dhe përfundon me një jometal (halogjen) dhe një gaz fisnik.

Grupet janë sekuenca vertikale të elementeve, ato janë të numëruara me numra romakë nga I deri në VIII dhe shkronja ruse A dhe B. Versioni me periudhë të shkurtër të Sistemit Periodik përfshin nëngrupe elementësh (kryesore dhe dytësore).

Një nëngrup është një grup elementesh që janë analoge kimike të pakushtëzuara; shpesh elementet e një nëngrupi kanë gjendjen më të lartë të oksidimit që korrespondon me numrin e grupit.

Në grupet A, vetitë kimike të elementeve mund të ndryshojnë në një gamë të gjerë nga jometalike në metalike (për shembull, në nëngrupin kryesor të grupit V, azoti është një jometal, dhe bismuti është një metal).

Në Tabelën Periodike, metalet tipike ndodhen në grupin IA (Li-Fr), IIA (Mg-Ra) dhe IIIA (In, Tl). Jometalet ndodhen në grupet VIIA (F-Al), VIA (O-Te), VA (N-As), IVA (C, Si) dhe IIIA (B). Disa elementë të grupeve A (beriliumi Be, alumini Al, germanium Ge, antimoni Sb, polonium Po dhe të tjerë), si dhe shumë elementë të grupeve B shfaqin veti metalike dhe jometalike (dukuri e amfoteritetit).

Për disa grupe përdoren emrat e grupeve: IA (Li-Fr) - metale alkaline, IIA (Ca-Ra) - metale alkaline tokësore, VIA (O-Po) - kalkogjene, VIIA (F-At) - halogjene, VIIIA ( He-Rn ) - gaze fisnike. Forma e Tabelës Periodike e propozuar nga D.I. Mendeleev, quhej me periudhë të shkurtër ose klasike. Aktualisht, një formë tjetër e Tabelës Periodike përdoret më gjerësisht - ajo afatgjatë.

Ligji periodik D.I. Mendeleev dhe Tabela Periodike e Elementeve Kimike u bënë baza e kimisë moderne. Masat atomike relative jepen sipas Tabelës Ndërkombëtare të vitit 1983. Për elementët 104-108, numrat në masë të izotopeve më jetëgjatë janë dhënë në kllapa katrore. Emrat dhe simbolet e elementeve të dhëna në kllapa nuk pranohen përgjithësisht.

IV Ligji periodik dhe struktura e atomit.

Informacion bazë për strukturën e atomeve.

Në fund të shekullit të 19-të dhe fillimit të shekullit të 20-të, fizikanët vërtetuan se atomi është një grimcë komplekse dhe përbëhet nga grimca më të thjeshta (elementare). U zbuluan:

rrezet katodike (fizikanti anglez J. J. Thomson, 1897), grimcat e të cilave quhen elektrone e− (mbartin një ngarkesë të vetme negative);

radioaktiviteti natyror i elementeve (shkencëtarët francezë - radiokimistë A. Becquerel dhe M. Sklodowska-Curie, fizikani Pierre Curie, 1896) dhe ekzistenca e grimcave α (bërthamat e heliumit 4He2+);

prania e një bërthame të ngarkuar pozitivisht në qendër të atomit (fizikani dhe radiokimisti anglez E. Rutherford, 1911);

transformimi artificial i një elementi në një tjetër, për shembull azoti në oksigjen (E. Rutherford, 1919). Nga bërthama e një atomi të një elementi (azoti - në eksperimentin e Radhërfordit), pas përplasjes me një grimcë α, bërthama e një atomi të një elementi tjetër (oksigjeni) dhe një grimcë e re që mban një ngarkesë pozitive njësi dhe quhet proton ( p+, bërthama 1H) u formuan.

prania në bërthamën e një atomi të grimcave elektrike neutrale - neutroneve n0 (fizikanti anglez J. Chadwick, 1932).

Si rezultat i hulumtimit, u zbulua se atomi i secilit element (përveç 1H) përmban protone, neutrone dhe elektrone, me protone dhe neutrone të përqendruara në bërthamën e atomit, dhe elektrone në periferi të tij (në shtresën elektronike). .

Numri i protoneve në bërthamë është i barabartë me numrin e elektroneve në shtresën e atomit dhe korrespondon me numrin serial të këtij elementi në Tabelën Periodike.

Predha elektronike e një atomi është një sistem kompleks. Ndahet në nënpredha me energji të ndryshme (nivele të energjisë); nivelet, nga ana tjetër, ndahen në nënnivele, dhe nënnivelet përfshijnë orbitale atomike, të cilat mund të ndryshojnë në formë dhe madhësi (të shënuara me shkronjat s, p, d, f, etj.).

Pra, karakteristika kryesore e një atomi nuk është masa atomike, por madhësia e ngarkesës pozitive të bërthamës. Kjo është një karakteristikë më e përgjithshme dhe më e saktë e një atomi, dhe për këtë arsye një element. Të gjitha vetitë e elementit dhe pozicioni i tij në tabelën periodike varen nga madhësia e ngarkesës pozitive të bërthamës atomike. Kështu, numri atomik i një elementi kimik përkon numerikisht me ngarkesën e bërthamës së atomit të tij. Tabela periodike e elementeve është një paraqitje grafike e ligjit periodik dhe pasqyron strukturën e atomeve të elementeve.

Teoria e strukturës atomike shpjegon ndryshimet periodike në vetitë e elementeve. Një rritje në ngarkesën pozitive të bërthamave atomike nga 1 në 110 çon në një përsëritje periodike të elementeve strukturorë të nivelit të jashtëm të energjisë në atome. Dhe meqenëse vetitë e elementeve varen kryesisht nga numri i elektroneve në nivelin e jashtëm, ato gjithashtu përsëriten periodikisht. Ky është kuptimi fizik i ligjit periodik.

Çdo periudhë në sistemin periodik fillon me elementë, atomet e të cilëve në nivelin e jashtëm kanë një s-elektron (nivele të jashtme jo të plota) dhe për këtë arsye shfaqin veti të ngjashme - ata lehtë heqin dorë nga elektronet e valencës, gjë që përcakton karakterin e tyre metalik. Këto janë metale alkali - Li, Na, K, Rb, Cs.

Periudha përfundon me elementë, atomet e të cilëve në nivelin e jashtëm përmbajnë 2 (s2) elektrone (në periudhën e parë) ose 8 (s2p6) elektrone (në të gjitha periudhat pasuese), domethënë kanë një nivel të jashtëm të përfunduar. Këto janë gaze fisnike He, Ne, Ar, Kr, Xe, të cilët kanë veti inerte.

Në 1869, D.I. Mendeleev, bazuar në një analizë të vetive të substancave dhe komponimeve të thjeshta, formuloi Ligjin Periodik: "Vetitë e trupave të thjeshtë dhe të përbërjeve të elementeve varen periodikisht nga madhësia e masave atomike të elementeve." Në bazë të ligjit periodik u përpilua sistemi periodik i elementeve. Në të, elementët me veti të ngjashme u kombinuan në kolona grupore vertikale. Në disa raste, gjatë vendosjes së elementeve në Tabelën Periodike, ishte e nevojshme të prishej sekuenca e rritjes së masave atomike për të ruajtur periodicitetin e përsëritjes së vetive. Për shembull, ishte e nevojshme të "këmbehej" teluri dhe jodi, si dhe argoni dhe kaliumi. Arsyeja është se Mendelejevi propozoi ligjin periodik në një kohë kur asgjë nuk dihej për strukturën e atomit.Pasi modeli planetar i atomit u propozua në shekullin e 20-të, ligji periodik formulohet si më poshtë:

"Vetitë e elementeve dhe përbërjeve kimike varen periodikisht nga ngarkesat e bërthamave atomike."

Ngarkesa e bërthamës është e barabartë me numrin e elementit në tabelën periodike dhe numrin e elektroneve në shtresën elektronike të atomit. Ky formulim shpjegonte “shkeljet” e Ligjit Periodik. Në tabelën periodike, numri i periudhës është i barabartë me numrin e niveleve elektronike në atom, numri i grupit për elementët e nëngrupeve kryesore është i barabartë me numrin e elektroneve në nivelin e jashtëm.

Rëndësia shkencore e ligjit periodik. Ligji periodik bëri të mundur sistemimin e vetive të elementeve kimike dhe përbërjeve të tyre. Me rastin e përpilimit të tabelës periodike, Mendelejevi parashikoi ekzistencën e shumë elementeve të pazbuluar, duke lënë qeliza boshe për ta, dhe parashikoi shumë veti të elementeve të pazbuluar, të cilat lehtësuan zbulimin e tyre.E para prej tyre pasoi katër vjet më vonë.

Por merita e madhe e Mendelejevit nuk është vetëm në zbulimin e gjërave të reja.

Mendeleev zbuloi një ligj të ri të natyrës. Në vend të substancave të ndryshme, të palidhura, shkenca u përball me një sistem të vetëm harmonik që bashkoi të gjithë elementët e Universit në një tërësi të vetme; atomet filluan të konsideroheshin si:

1. të lidhur organikisht me njëri-tjetrin nga një model i përbashkët,

2. zbulimi i kalimit të ndryshimeve sasiore të peshës atomike në ndryshime cilësore të kimikatit të tyre. individualitete,

3. që tregon se e kundërta është metalike. dhe jo metalike. vetitë e atomeve nuk janë absolute, siç mendohej më parë, por vetëm në natyrë relative.

24. Shfaqja e teorive strukturore në procesin e zhvillimit të kimisë organike. Shkenca atomo-molekulare si bazë teorike për teoritë strukturore.

Kimi organike. Gjatë gjithë shekullit të 18-të. Në çështjen e marrëdhënieve kimike të organizmave dhe substancave, shkencëtarët udhëhiqeshin nga doktrina e vitalizmit - një doktrinë që e konsideronte jetën si një fenomen të veçantë, që nuk i nënshtrohet ligjeve të universit, por ndikimit të forcave të veçanta jetësore. Kjo pikëpamje u trashëgua nga shumë shkencëtarë të shekullit të 19-të, megjithëse themelet e saj u tronditën që në vitin 1777, kur Lavoisier sugjeroi se frymëmarrja ishte një proces i ngjashëm me djegien.

Në vitin 1828, kimisti gjerman Friedrich Wöhler (1800-1882), duke ngrohur cianatin e amonit (kjo përbërje klasifikohej pa kushte si një substancë inorganike), përftoi ure, një produkt i mbeturinave të njerëzve dhe kafshëve. Në 1845, Adolf Kolbe, një student i Wöhler, sintetizoi acidin acetik nga elementët fillestarë të karbonit, hidrogjenit dhe oksigjenit. Në vitet 1850, kimisti francez Pierre Berthelot filloi punën sistematike në sintezën e përbërjeve organike dhe përftoi alkoole metil dhe etilik, metan, benzen dhe acetilen. Një studim sistematik i përbërjeve organike natyrore ka treguar se të gjitha ato përmbajnë një ose më shumë atome karboni dhe shumë përmbajnë atome hidrogjeni. Teoria e tipit. Zbulimi dhe izolimi i një numri të madh të përbërjeve komplekse që përmbajnë karbon ngriti çështjen e përbërjes së molekulave të tyre dhe çoi në nevojën për të rishikuar sistemin ekzistues të klasifikimit. Në vitet 1840, shkencëtarët kimikë kuptuan se idetë dualiste të Berzelius-it zbatoheshin vetëm për kripërat inorganike. Në 1853, u bë një përpjekje për të klasifikuar të gjitha përbërjet organike sipas llojit. Një "teori e tipit" e përgjithësuar u propozua nga një kimist francez Charles Frederic Gerard, i cili besonte se kombinimi i grupeve të ndryshme të atomeve nuk përcaktohet nga ngarkesa elektrike e këtyre grupeve, por nga vetitë e tyre specifike kimike.

Kimia strukturore. Në 1857, Kekule, bazuar në teorinë e valencës (valenca kuptohej si numri i atomeve të hidrogjenit që kombinohen me një atom të një elementi të caktuar), sugjeroi që karboni është katërvalent dhe për këtë arsye mund të kombinohet me katër atome të tjerë, duke formuar zinxhirë të gjatë - të drejtë ose të degëzuar. Prandaj, molekulat organike filluan të përshkruhen jo në formën e kombinimeve të radikalëve, por në formën e formulave strukturore - atomeve dhe lidhjeve midis tyre.

Në 1874, një kimist danez Jacob van't Hoff dhe kimisti francez Joseph Achille Le Bel (1847-1930) e shtriu këtë ide në rregullimin e atomeve në hapësirë. Ata besonin se molekulat nuk ishin struktura të sheshta, por tredimensionale. Ky koncept bëri të mundur shpjegimin e shumë fenomeneve të njohura, për shembull, izomerinë hapësinore, ekzistencën e molekulave të së njëjtës përbërje, por me veti të ndryshme. Të dhënat përshtaten shumë mirë në të Louis Pasteur rreth izomerëve të acidit tartarik.

6. Ligji periodik dhe sistemi periodik D.I. Mendelejevi Struktura e sistemit periodik (periudha, grupi, nëngrupi). Kuptimi i ligjit periodik dhe i sistemit periodik.

Periodike ligji D.I. Mendeleev:Vetitë e trupave të thjeshtë, si dhe format dhe vetitë e përbërjevendryshimet e elementeve varen periodikisht ngavlerat e peshave atomike të elementeve (vetitë e elementeve varen periodikisht nga ngarkesa e atomeve të bërthamave të tyre).

Tabela periodike e elementeve. Seritë e elementeve brenda të cilave vetitë ndryshojnë në mënyrë sekuenciale, siç është seria prej tetë elementësh nga litiumi në neoni ose nga natriumi në argon, Mendeleev i quajti periudha. Nëse i shkruajmë këto dy periudha njëra poshtë tjetrës në mënyrë që natriumi të jetë nën litium dhe argoni nën neon, marrim renditjen e mëposhtme të elementeve:

Me këtë rregullim, kolonat vertikale përmbajnë elementë që janë të ngjashëm në vetitë e tyre dhe kanë të njëjtën valencë, për shembull, litium dhe natrium, berilium dhe magnez, etj.

Pasi i ndau të gjithë elementët në periudha dhe vendosi një periudhë nën një tjetër në mënyrë që elementë të ngjashëm në vetitë dhe llojin e përbërjeve të formuara të ndodheshin nën njëri-tjetrin, Mendeleev përpiloi një tabelë që ai e quajti sistemin periodik të elementeve sipas grupeve dhe serive.

Kuptimi i sistemit periodikne. Tabela periodike e elementeve pati një ndikim të madh në zhvillimin e mëvonshëm të kimisë. Jo vetëm që ishte klasifikimi i parë natyror i elementeve kimike, duke treguar se ato formojnë një sistem harmonik dhe janë në lidhje të ngushtë me njëri-tjetrin, por ishte gjithashtu një mjet i fuqishëm për kërkime të mëtejshme.

7. Ndryshimet periodike të vetive të elementeve kimike. Rrezet atomike dhe jonike. Energjia e jonizimit. Afiniteti i elektroneve. Elektronegativiteti.

Varësia e rrezeve atomike nga ngarkesa e bërthamës së një atomi Z është periodike. Brenda një periudhe, me rritjen e Z, ka një tendencë që madhësia e atomit të zvogëlohet, gjë që vërehet veçanërisht qartë në periudha të shkurtra.

Me fillimin e ndërtimit të një shtrese të re elektronike, më të largët nga bërthama, d.m.th., gjatë kalimit në periudhën tjetër, rrezet atomike rriten (krahasoni, për shembull, rrezet e atomeve të fluorit dhe natriumit). Si rezultat, brenda një nëngrupi, me rritjen e ngarkesës bërthamore, madhësitë e atomeve rriten.

Humbja e atomeve të elektroneve çon në një ulje të madhësisë së tij efektive, dhe shtimi i elektroneve të tepërta çon në një rritje. Prandaj, rrezja e një joni (kation) të ngarkuar pozitivisht është gjithmonë më i vogël, dhe rrezja e një jo (anioni) të ngarkuar negativisht është gjithmonë më e madhe se rrezja e atomit përkatës elektrikisht neutral.

Brenda një nëngrupi, rrezet e joneve me të njëjtën ngarkesë rriten me rritjen e ngarkesës bërthamore.Ky model shpjegohet me rritjen e numrit të shtresave elektronike dhe distancën në rritje të elektroneve të jashtme nga bërthama.

Vetia kimike më karakteristike e metaleve është aftësia e atomeve të tyre që lehtësisht të heqin dorë nga elektronet e jashtme dhe të shndërrohen në jone të ngarkuar pozitivisht, ndërsa jometalet, përkundrazi, karakterizohen nga aftësia për të shtuar elektrone për të formuar jone negative. Për të hequr një elektron nga një atom dhe për ta shndërruar këtë të fundit në një jon pozitiv, është e nevojshme të shpenzohet një pjesë e energjisë, e quajtur energji jonizimi.

Energjia e jonizimit mund të përcaktohet duke bombarduar atomet me elektrone të përshpejtuara në një fushë elektrike. Tensioni më i ulët i fushës në të cilin shpejtësia e elektronit bëhet e mjaftueshme për të jonizuar atomet quhet potencial jonizues i atomeve të një elementi të caktuar dhe shprehet në volt. Me shpenzimin e energjisë së mjaftueshme, dy, tre ose më shumë elektrone mund të hiqen nga një atom. Prandaj, ata flasin për potencialin e parë të jonizimit (energjinë e largimit të elektronit të parë nga atomi) dhe potencialin e dytë të jonizimit (energjinë e largimit të elektronit të dytë)

Siç u përmend më lart, atomet jo vetëm që mund të dhurojnë, por edhe të fitojnë elektrone. Energjia e çliruar kur një elektron bashkohet me një atom të lirë quhet afiniteti i elektroneve të atomit. Afiniteti i elektroneve, si energjia e jonizimit, zakonisht shprehet në elektron volt. Kështu, afiniteti elektronik i atomit të hidrogjenit është 0,75 eV, oksigjeni - 1,47 eV, fluori - 3,52 eV.

Afinitetet e elektroneve të atomeve të metaleve janë zakonisht afër zeros ose negative; Nga kjo rrjedh se për atomet e shumicës së metaleve shtimi i elektroneve është energjikisht i pafavorshëm. Afiniteti elektronik i atomeve jometale është gjithmonë pozitiv dhe sa më i madh, aq më afër jometali ndodhet me gazin fisnik në tabelën periodike; kjo tregon një rritje të vetive jometalike me afrimin e fundit të periudhës.

Mundësia e parashikimit shkencor të elementeve të panjohur u bë realitet vetëm pas zbulimit të ligjit periodik dhe tabelës periodike të elementeve. D.I. Mendeleev parashikoi ekzistencën e 11 elemente të reja: ekaboron, ekasilicon, ekaalumin, etj. “Koordinatat” e elementit në sistemin periodik (numri serial, grupi dhe periudha) bënë të mundur parashikimin e përafërt të masës atomike, si dhe të vetive më të rëndësishme të elementit të parashikuar. Saktësia e këtyre parashikimeve u rrit veçanërisht kur elementi i parashikuar ishte i rrethuar nga elementë të njohur dhe mjaft të studiuar.

Falë kësaj, në 1875 në Francë, L. de Boisbaudran zbuloi galiumin (eka-alumin); në vitin 1879 L. Nilsson (Suedi) zbuloi skandiumin (ekabor); në vitin 1886 në Gjermani, K. Winkler zbuloi germaniumin (ekzailikon).

Në lidhje me elementët e pazbuluar të rreshtave të nëntë dhe të dhjetë, deklaratat e D.I. Mendeleev ishin më të kujdesshme, sepse pronat e tyre u studiuan jashtëzakonisht dobët. Pra, pas bismutit, në të cilin mbaroi periudha e gjashtë, mbetën dy viza. Njëri korrespondonte me një analog teluriumi, tjetri i përkiste një halogjeni të rëndë të panjohur. Në periudhën e shtatë njiheshin vetëm dy elementë - toriumi dhe uraniumi. D.I. Mendeleev la disa qeliza me viza, të cilat duhet t'i përkisnin elementëve të grupit të parë, të dytë dhe të tretë që i paraprinin toriumit. Një qeli e zbrazët mbeti midis toriumit dhe uraniumit. Pas uraniumit mbetën pesë vende bosh, d.m.th. Për gati 100 vjet, elementët transuranium ishin parashikuar.

Për të konfirmuar saktësinë e parashikimeve të D.I. Mendeleev në lidhje me elementët e rreshtave të nëntë dhe të dhjetë, mund të japim një shembull me polonium (numri serial 84). Duke parashikuar vetitë e elementit me numër serik 84, D. I. Mendeleev e caktoi atë si një analog të teluriumit dhe e quajti atë dwitellurium. Për këtë element, ai supozoi një masë atomike prej 212 dhe aftësinë për të formuar një oksid të tipit EO e. Ky element duhet të ketë një dendësi prej 9.3 g/cm 3 dhe të jetë një metal gri i shkrishëm, kristalor dhe me pak avullueshmëri. Poloniumi, i cili u përftua në formën e tij të pastër vetëm në vitin 1946, është një metal i butë, i shkrirë, me ngjyrë argjendi me një densitet prej 9,3 g/cm 3 . Vetitë e tij janë shumë të ngjashme me teluriumin.

Ligji periodik i D.I. Mendeleev, duke qenë një nga ligjet më të rëndësishme të natyrës, ka një rëndësi të jashtëzakonshme. Duke reflektuar marrëdhënien natyrore që ekziston midis elementeve, fazat e zhvillimit të materies nga e thjeshta në komplekse, ky ligj shënoi fillimin e kimisë moderne. Me zbulimin e tij, kimia pushoi së qeni një shkencë përshkruese.

Ligji periodik dhe sistemi i elementeve të D.I. Mendeleev janë një nga metodat e besueshme për të kuptuar botën. Meqenëse elementët janë të bashkuar nga vetitë ose struktura të përbashkëta, kjo tregon modelet e ndërlidhjes dhe ndërvarësisë së fenomeneve.

Të gjithë elementët së bashku përbëjnë një linjë zhvillimi të vazhdueshëm nga hidrogjeni më i thjeshtë deri në elementin e 118-të. Ky model u vu re për herë të parë nga D.I. Mendeleev, i cili ishte në gjendje të parashikonte ekzistencën e elementeve të rinj, duke treguar kështu vazhdimësinë e zhvillimit të materies.

Duke krahasuar vetitë e elementeve dhe përbërjeve të tyre brenda grupeve, mund të zbulohet lehtësisht manifestimi i ligjit për kalimin e ndryshimeve sasiore në ato cilësore. Kështu, brenda çdo periudhe ka një kalim nga një metal tipik në një jometal tipik (halogjen), por kalimi nga një halogjen në elementin e parë të periudhës tjetër (një metal alkali) shoqërohet me shfaqjen e theksuar të vetive. përballë këtij halogjeni. Zbulimi i D.I. Mendeleev hodhi një themel të saktë dhe të besueshëm për teorinë e strukturës atomike, duke pasur një ndikim të madh në zhvillimin e të gjitha njohurive moderne për natyrën e materies.

Puna e D. I. Mendeleev për krijimin e tabelës periodike hodhi themelet për një metodë të bazuar shkencërisht të kërkimit të synuar për elementë të rinj kimikë. Shembujt përfshijnë sukseset e shumta të fizikës moderne bërthamore. Gjatë gjysmëshekullit të kaluar, janë sintetizuar elementë me numra serialë 102-118. Studimi i vetive të tyre, si dhe prodhimi i tyre, do të ishte i pamundur pa njohuri për modelet e marrëdhënieve midis elementeve kimike.

Dëshmia e një deklarate të tillë është rezultatet kërkime mbi sintezën e elementeve 114, 116, 118.

Izotopi i elementit të 114-të është marrë nga bashkëveprimi i plutoniumit me izotopin 48 Ca, dhe i 116-ti nga bashkëveprimi i kurit me izotopin 48 Ca:

Stabiliteti i izotopeve që rezultojnë është aq i lartë saqë ato nuk ndahen spontanisht, por përjetojnë kalbje alfa, d.m.th. ndarja e bërthamës me emetim të njëkohshëm të grimcave alfa.

Të dhënat eksperimentale të marra konfirmojnë plotësisht llogaritjet teorike: ndërsa ndodhin zbërthimet e njëpasnjëshme alfa, formohen bërthamat e elementeve të 112-të dhe të 110-të, pas së cilës fillon ndarja spontane:

Duke krahasuar vetitë e elementeve, ne jemi të bindur se ato janë të ndërlidhura nga karakteristika të përbashkëta strukturore. Kështu, duke krahasuar strukturën e predhave elektronike të jashtme dhe para të jashtme, është e mundur të parashikohen me saktësi të lartë të gjitha llojet e përbërjeve karakteristike të një elementi të caktuar. Një marrëdhënie kaq e qartë ilustrohet shumë mirë nga shembulli i elementit të 104-të - rutherfordium. Kimistët parashikuan që nëse ky element është një analog i hafniumit (72 Hf), atëherë tetrakloridi i tij duhet të ketë afërsisht të njëjtat veti si HfCl 4. Studimet kimike eksperimentale konfirmuan jo vetëm parashikimin e kimistëve, por edhe zbulimin e një elementi të ri super të rëndë 1 (M Rf. E njëjta analogji mund të shihet në vetitë - Os (Z = 76) dhe Ds (Z = 110) - të dyja elementet formojnë okside të avullueshme të tipit R0 4. E gjithë kjo thotë për manifestimi i ligjit të ndërlidhjes dhe ndërvarësisë së dukurive.

Krahasimi i vetive të elementeve brenda grupeve dhe periudhave dhe krahasimi i tyre me strukturën e atomit tregojnë ligjin kalimi nga sasia në cilësi. Kalimi i ndryshimeve sasiore në ato cilësore është i mundur vetëm përmesmohim i mohimit. Brenda periudhave, ndërsa ngarkesa bërthamore rritet, ndodh një kalim nga një metal alkali në një gaz fisnik. Periudha tjetër fillon përsëri me një metal alkali - një element që mohon plotësisht vetitë e gazit fisnik që i paraprin (për shembull, He dhe Li; Ne dhe Na; Ar dhe Kr, etj.).

Në çdo periudhë, ngarkesa e bërthamës së elementit pasues rritet me një në krahasim me atë të mëparshme. Ky proces vërehet nga hidrogjeni në elementin e 118-të dhe tregon vazhdimësia e zhvillimit të materies.

Së fundi, kombinimi i ngarkesave të kundërta (protonit dhe elektronit) në një atom, shfaqja e vetive metalike dhe jometalike, ekzistenca e oksideve amfoterike dhe hidroksideve është një manifestim i ligjit. uniteti dhe lufta e të kundërtave.

Duhet të theksohet gjithashtu se zbulimi i ligjit periodik ishte fillimi i kërkimit themelor në lidhje me vetitë e materies.

Sipas Niels Bohr, tabela periodike është "një yll udhëzues për kërkime në fushat e kimisë, fizikës, mineralogjisë dhe teknologjisë".

• Elementet 112, 114, 116, 118 u morën në Institutin e Përbashkët për Kërkime Bërthamore (Dubna, Rusi). Elementet 113 dhe 115 u morën bashkërisht nga fizikanët rusë dhe amerikanë. Materiali u sigurua me dashamirësi nga Akademiku i Akademisë Ruse të Shkencave Yu. Ts. Oganesyan.