Periyodik element tablosunun kimyanın sonraki gelişimi üzerinde büyük etkisi oldu. Bu, kimyasal elementlerin uyumlu bir sistem oluşturduklarını ve birbirleriyle yakın bağlantı içinde olduklarını gösteren ilk doğal sınıflandırması olmasının yanı sıra, daha ileri araştırmalar için de güçlü bir araçtı.
Mendeleev keşfettiği periyodik yasaya dayanarak tablosunu derlediği sırada birçok unsur hâlâ bilinmiyordu. Bu nedenle 4 elementli skandiyum periyodu bilinmiyordu. Atom kütlesi açısından Ti, Ca'dan sonra gelir ancak Ti, Ca'dan hemen sonra yerleştirilemez çünkü 3. gruba girer ancak Ti'nin özelliklerinden dolayı 4. gruba sınıflandırılması gerekir. Bu nedenle Mendeleev bir hücreyi kaçırdı. Aynı temelde 4. periyotta Zn ve As arasında iki serbest hücre kaldı. Diğer sıralarda hala boş koltuklar var. Mendeleev sadece ikna olmadı Bu yerleri dolduracak hala bilinmeyen elementlerin olması gerektiğini, ancak aynı zamanda periyodik tablonun diğer elementleri arasındaki konumlarına göre bu tür elementlerin özelliklerini de önceden tahmin ettiğini söyledi. Bu elementlere ayrıca ekaboron (özelliklerinin bor'a benzediği varsayıldığından), ekaaluminyum, ecasilicium isimleri de verildi.

Sonraki 15 yıl boyunca Mendeleev'in tahminleri zekice doğrulandı; beklenen üç öğenin tümü açıktı. İlk olarak Fransız kimyager Lecoq de Boisbaudran, eka-alüminyumun tüm özelliklerine sahip olan galyumu keşfetti. Bunu takiben İsveç'te L.F. Nilson skandiyumu keşfetti ve nihayet birkaç yıl sonra Almanya'da K.A. Winkler germanyum adını verdiği bir elementi keşfetti, bunun kolaylaştırmayla aynı olduğu ortaya çıktı...
Ga, Sc, Ge'nin keşfi periyodik yasanın en büyük zaferiydi. Periyodik sistem, bazı elementlerin değerliklerinin ve atom kütlelerinin belirlenmesinde de büyük önem taşıyordu. Aynı şekilde periyodik tablo da bazı elementlerin atom kütlelerinin düzeltilmesine ivme kazandırdı.Örneğin, Cs'ye daha önce 123,4'lük bir atom kütlesi atanmıştı. Elementleri bir tabloda düzenleyen Mendeleev, özelliklerine göre Cs'nin Rb altındaki birinci grubun ana alt grubunda olması gerektiğini ve bu nedenle yaklaşık 130 atomik kütleye sahip olacağını buldu. Modern tanımlar, Cs'nin atom kütlesinin şu şekilde olduğunu göstermektedir: 132.9054..
Ve şu anda periyodik yasa kimyanın yol gösterici yıldızı olmaya devam ediyor. Transuranyum elementlerinin yapay olarak yaratılması esasına dayanıyordu. Bunlardan biri, ilk kez 1955'te elde edilen 101 numaralı elemente, büyük Rus bilim adamının onuruna mendelevyum adı verildi.
Bilimin daha sonraki gelişimi, periyodik yasaya dayanarak maddenin yapısını çok daha derinlemesine anlamayı mümkün kıldı. Mendeleev'in yaşamı boyunca bundan daha fazlası mümkündü.
Mendeleev'in kehanet dolu sözleri zekice doğrulandı: "Periyodik yasa yıkımla tehdit edilmiyor, yalnızca üst yapı ve gelişme vaat ediliyor."

Periyodik Yasanın keşfinin önkoşulu, atom-moleküler bilimin nihayet kurulduğu ve molekül ve atom kavramlarının ilk birleşik tanımlarının yapıldığı 1860 yılında Karlsruhe kentindeki uluslararası kimyagerler kongresinin kararlarıydı. Artık göreceli atom kütlesi dediğimiz atom ağırlığı olarak ele alındı.

D.I. Mendeleev keşfinde açıkça formüle edilmiş başlangıç ​​noktalarına dayanıyordu:

Tüm kimyasal elementlerin atomlarının ortak ve değişmeyen özelliği atom kütleleridir;

Elementlerin özellikleri atom kütlelerine bağlıdır;

Bu bağımlılığın şekli periyodiktir.

Yukarıda tartışılan önkoşullar, kimyanın bir bilim olarak tarihsel gelişimi tarafından belirlendiğinden, bilim adamının kişiliğinden bağımsız, yani nesnel olarak adlandırılabilir.

III Periyodik Kanun ve Kimyasal Elementlerin Periyodik Tablosu.

Mendeleev'in Periyodik Yasayı keşfi.

Periyodik Element Tablosunun ilk versiyonu, atomun yapısının incelenmesinden çok önce, 1869'da D. I. Mendeleev tarafından yayınlandı. Şu anda Mendeleev, St. Petersburg Üniversitesi'nde kimya dersi veriyordu. Derslere hazırlanmak ve "Kimyanın Temelleri" ders kitabı için materyal toplamak D. I. Mendeleev, elementlerin kimyasal özelliklerine ilişkin bilgilerin bir dizi farklı gerçek gibi görünmeyecek şekilde materyali nasıl sistematik hale getireceğini düşündü.

D. I. Mendeleev'in bu çalışmadaki rehberi elementlerin atomik kütleleri (atom ağırlıkları) idi. 1860 yılında D.I. Mendeleev'in de katıldığı Dünya Kimyacılar Kongresi'nden sonra atom ağırlıklarının doğru belirlenmesi sorunu, D.I. Mendeleev de dahil olmak üzere dünyanın önde gelen birçok kimyagerinin sürekli ilgi odağındaydı.D. I. Mendeleev, elementleri artan atom ağırlıklarına göre düzenleyerek, şu anda Periyodik Yasa olarak bilinen temel bir doğa yasasını keşfetti:

Elementlerin özellikleri atom ağırlıklarına göre periyodik olarak değişir.

Yukarıdaki formülasyon, "atom ağırlığı" kavramının yerini "nükleer yük" kavramının aldığı modern formülasyonla hiçbir şekilde çelişmemektedir. Çekirdek proton ve nötronlardan oluşur. Çoğu elementin çekirdeğindeki proton ve nötronların sayısı yaklaşık olarak aynıdır, dolayısıyla atom ağırlığı, çekirdekteki proton sayısı (nükleer yük Z) arttıkça yaklaşık olarak aynı şekilde artar.

Periyodik Yasanın temel yeniliği şuydu:

1. Özellikleri birbirine benzemeyen elementler arasında bağlantı kurulmuştur. Bu bağlantı, elementlerin atom ağırlıkları arttıkça özelliklerinin düzgün ve yaklaşık olarak eşit şekilde değişmesi ve daha sonra bu değişikliklerin PERİYODİK OLARAK TEKRARLANMASI gerçeğinde yatmaktadır.

2. Elementlerin özelliklerindeki değişiklik dizisinde bazı bağlantıların eksik olduğu görüldüğünde, Periyodik Tabloda henüz keşfedilmemiş elementlerle doldurulması gereken GAPS sağlandı.

Elementler arasındaki ilişkiyi belirlemeye yönelik önceki tüm girişimlerde, diğer araştırmacılar henüz keşfedilmemiş elementlere yer olmayan eksiksiz bir resim yaratmaya çalıştılar. Aksine, D.I. Mendeleev Periyodik Tablonun en önemli kısmının hala boş olan hücreler olduğunu düşünüyordu. Bu, hala bilinmeyen unsurların varlığını tahmin etmeyi mümkün kıldı.

D. I. Mendeleev'in keşfini, birçok elementin atom ağırlıklarının yaklaşık olarak belirlendiği ve yalnızca 63 elementin bilindiği, yani bugün bildiğimizin yarısından biraz fazlasının bilindiği bir zamanda yapmış olması takdire şayandır.

Çeşitli elementlerin kimyasal özelliklerine ilişkin derin bilgi, Mendeleev'in yalnızca henüz keşfedilmemiş elementlere işaret etmesine değil, aynı zamanda bunların özelliklerini doğru bir şekilde tahmin etmesine de olanak sağladı! D.I. Mendeleev "eka-silikon" adını verdiği elementin özelliklerini doğru bir şekilde tahmin etti. 16 yıl sonra bu element Alman kimyager Winkler tarafından keşfedildi ve germanyum adını aldı.

Henüz keşfedilmemiş "eka-silikon" elementi için D.I. Mendeleev tarafından tahmin edilen özelliklerin germanyum (Ge) elementinin özellikleriyle karşılaştırılması. Modern Periyodik Tabloda germanyum "eka-silikon" un yerini alır.

Mülk

1870 yılında D.I. Mendeleev tarafından "eka-silikon" için tahmin edilmiştir.

1886'da keşfedilen germanyum Ge için tanımlanmış

Renk, görünüm

kahverengi

açık kahverengi

Atom ağırlığı

72,59

Yoğunluk (g/cm3)

5,5

5,35

Oksit formülü

XO2

GeO2

Klorür formülü

XCl4

GeCl4

Klorür Yoğunluğu (g/cm3)

1,9

1,84

Aynı şekilde, "eka-alüminyum" (1875'te keşfedilen galyum Ga elementi) ve "eka-bor" (1879'da keşfedilen skandiyum Sc elementi) özellikleri D.I. Mendeleev tarafından zekice doğrulandı.

Bundan sonra, dünyanın dört bir yanındaki bilim adamları, D. I. Mendeleev'in Periyodik Tablosunun yalnızca elementleri sistematikleştirmekle kalmayıp, doğanın temel yasası olan Periyodik Yasanın grafik bir ifadesi olduğu anlaşıldı.

Periyodik Tablonun Yapısı.

D.I.'nin Periyodik Yasasına dayanarak. Mendeleev, 7 periyot ve 8 gruptan (tablonun kısa periyot versiyonu) oluşan Periyodik Kimyasal Elementler Tablosunu oluşturdu. Şu anda Periyodik Sistemin uzun periyotlu versiyonu daha sık kullanılmaktadır (7 periyot, 8 grup, lantanit ve aktinit elementleri ayrı ayrı gösterilmektedir).

Dönemler tablonun yatay sıralarıdır, küçük ve büyük olarak ayrılırlar. Küçük periyotlarda 2 element (1. periyot) veya 8 element (2., 3. periyot), büyük periyotlarda - 18 element (4., 5. periyot) veya 32 element (6., 5. periyot) 7. periyot). Her periyot tipik bir metalle başlar ve bir ametal (halojen) ve bir soy gazla biter.

Gruplar dikey element dizileridir, I'den VIII'e kadar Roma rakamlarıyla ve Rusça A ve B harfleriyle numaralandırılmışlardır. Periyodik Sistemin kısa periyotlu versiyonu elementlerin alt gruplarını (ana ve ikincil) içeriyordu.

Bir alt grup, koşulsuz kimyasal analoglar olan bir dizi elementtir; genellikle bir alt grubun elemanları, grup numarasına karşılık gelen en yüksek oksidasyon durumuna sahiptir.

A gruplarında elementlerin kimyasal özellikleri metalik olmayandan metalik olana kadar geniş bir aralıkta değişebilir (örneğin, V grubunun ana alt grubunda nitrojen bir metal değildir ve bizmut bir metaldir).

Periyodik Tabloda tipik metaller IA (Li-Fr), IIA (Mg-Ra) ve IIIA (In, Tl) grubunda bulunur. Metal olmayanlar VIIA (F-Al), VIA (O-Te), VA (N-As), IVA (C, Si) ve IIIA (B) gruplarında bulunur. A gruplarının bazı elementleri (berilyum Be, alüminyum Al, germanyum Ge, antimon Sb, polonyum Po ve diğerleri) ve ayrıca B gruplarının birçok elementi hem metalik hem de metalik olmayan özellikler (amfoterisite olgusu) sergiler.

Bazı gruplar için grup adları kullanılır: IA (Li-Fr) - alkali metaller, IIA (Ca-Ra) - alkalin toprak metalleri, VIA (O-Po) - kalkojenler, VIIA (F-At) - halojenler, VIIIA ( He-Rn ) - soy gazlar. D.I. tarafından önerilen Periyodik Tablonun formu. Mendeleev'e kısa dönem veya klasik deniyordu. Şu anda, Periyodik Tablonun başka bir biçimi daha yaygın olarak kullanılmaktadır: uzun dönemli olanı.

Periyodik yasa D.I. Mendeleev ve Kimyasal Elementlerin Periyodik Tablosu modern kimyanın temeli oldu. Bağıl atom kütleleri 1983 Uluslararası Tablosuna göre verilmiştir. 104-108 elementleri için en uzun ömürlü izotopların kütle numaraları köşeli parantez içinde verilmiştir. Parantez içinde verilen elementlerin isim ve sembolleri genel olarak kabul görmemektedir.

IV Periyodik yasa ve atomun yapısı.

Atomun yapısı hakkında temel bilgiler.

19. yüzyılın sonu ve 20. yüzyılın başında fizikçiler, atomun karmaşık bir parçacık olduğunu ve daha basit (temel) parçacıklardan oluştuğunu kanıtladılar. Keşfedildi:

parçacıkları elektron e− (tek bir negatif yük taşır) olarak adlandırılan katot ışınları (İngiliz fizikçi J. J. Thomson, 1897);

elementlerin doğal radyoaktivitesi (Fransız bilim adamları - radyokimyacılar A. Becquerel ve M. Sklodowska-Curie, fizikçi Pierre Curie, 1896) ve a parçacıklarının varlığı (helyum çekirdeği 4He2+);

atomun merkezinde pozitif yüklü bir çekirdeğin varlığı (İngiliz fizikçi ve radyokimyacı E. Rutherford, 1911);

bir elementin diğerine, örneğin nitrojenin oksijene yapay dönüşümü (E. Rutherford, 1919). Bir elementin atomunun çekirdeğinden (azot - Rutherford deneyinde), bir a parçacığı ile çarpışma üzerine, başka bir elementin (oksijen) atomunun çekirdeği ve birim pozitif yük taşıyan ve proton adı verilen yeni bir parçacık ( p+, 1H çekirdeği) oluştu.

elektriksel olarak nötr parçacıkların bir atomunun çekirdeğindeki varlığı - nötronlar n0 (İngiliz fizikçi J. Chadwick, 1932).

Araştırma sonucunda her elementin atomunun (1H hariç) proton, nötron ve elektron içerdiği, proton ve nötronların atomun çekirdeğinde yoğunlaştığı, elektronların ise çevresinde (elektron kabuğunda) bulunduğu tespit edildi. .

Çekirdekteki proton sayısı, atomun kabuğundaki elektron sayısına eşittir ve bu elementin Periyodik Tablodaki seri numarasına karşılık gelir.

Bir atomun elektron kabuğu karmaşık bir sistemdir. Farklı enerjilere (enerji seviyelerine) sahip alt kabuklara bölünmüştür; seviyeler de alt seviyelere ayrılır ve alt seviyeler şekil ve boyut bakımından farklılık gösterebilen (s, p, d, f vb. harflerle gösterilir) atomik yörüngeleri içerir.

Yani bir atomun temel özelliği atom kütlesi değil, çekirdeğin pozitif yükünün büyüklüğüdür. Bu, bir atomun ve dolayısıyla bir elementin daha genel ve doğru bir özelliğidir. Elementin tüm özellikleri ve periyodik tablodaki konumu atom çekirdeğinin pozitif yükünün büyüklüğüne bağlıdır. Böylece, bir kimyasal elementin atom numarası sayısal olarak atomunun çekirdeğinin yüküyle çakışır. Periyodik element tablosu, periyodik yasanın grafiksel bir temsilidir ve elementlerin atomlarının yapısını yansıtır.

Atomik yapı teorisi elementlerin özelliklerindeki periyodik değişiklikleri açıklar. Atom çekirdeğinin pozitif yükünün 1'den 110'a artması, atomlardaki dış enerji seviyesinin yapısal elemanlarının periyodik olarak tekrarlanmasına yol açar. Elementlerin özellikleri esas olarak dış seviyedeki elektron sayısına bağlı olduğundan periyodik olarak tekrarlanırlar. Periyodik yasanın fiziksel anlamı budur.

Periyodik sistemdeki her periyot, dış seviyedeki atomları bir s-elektronuna (eksik dış seviyeler) sahip olan ve bu nedenle benzer özellikler sergileyen elementlerle başlar; metalik karakterlerini belirleyen değerlik elektronlarından kolaylıkla vazgeçerler. Bunlar alkali metallerdir - Li, Na, K, Rb, Cs.

Periyot, dış seviyedeki atomları 2 (s2) elektron (ilk periyotta) veya 8 (s2p6) elektron (sonraki tüm periyotlarda) içeren, yani tamamlanmış bir dış seviyeye sahip olan elementlerle sona erer. Bunlar inert özelliklere sahip olan He, Ne, Ar, Kr, Xe soy gazlarıdır.

1869'da D.I. Mendeleev, basit maddelerin ve bileşiklerin özelliklerinin analizine dayanarak Periyodik Yasayı formüle etti: "Basit cisimlerin ve element bileşiklerinin özellikleri periyodik olarak elementlerin atomik kütlelerinin büyüklüğüne bağlıdır." Periyodik yasaya dayanarak periyodik element sistemi derlendi. İçinde benzer özelliklere sahip elemanlar dikey grup sütunlarında birleştirildi. Bazı durumlarda, elementleri Periyodik Tabloya yerleştirirken, özelliklerin tekrarının periyodikliğini korumak için artan atom kütlelerinin sırasını bozmak gerekliydi. Örneğin, tellür ve iyotun yanı sıra argon ve potasyumun da “takas edilmesi” gerekiyordu. Sebebi ise Mendeleyev'in atomun yapısı hakkında hiçbir şeyin bilinmediği bir dönemde periyodik yasayı öne sürmesidir. 20. yüzyılda atomun gezegen modeli önerildikten sonra periyodik yasa şu şekilde formüle edilmiştir:

"Kimyasal elementlerin ve bileşiklerin özellikleri periyodik olarak atom çekirdeğinin yüklerine bağlıdır."

Çekirdeğin yükü, periyodik tablodaki element sayısına ve atomun elektron kabuğundaki elektron sayısına eşittir. Bu formülasyon Periyodik Yasanın "ihlallerini" açıklıyordu. Periyodik Tabloda periyot numarası atomdaki elektronik seviye sayısına, ana alt grupların elementlerinin grup numarası ise dış seviyedeki elektron sayısına eşittir.

Periyodik yasanın bilimsel önemi. Periyodik yasa, kimyasal elementlerin ve bunların bileşiklerinin özelliklerini sistematik hale getirmeyi mümkün kıldı. Periyodik tabloyu derlerken Mendeleev, keşfedilmemiş birçok elementin varlığını öngörmüş, onlara boş hücreler bırakmış ve keşfedilmemiş elementlerin birçok özelliğini tahmin ederek keşfedilmelerini kolaylaştırmıştır. Bunlardan ilki dört yıl sonra gerçekleşti.

Ancak Mendeleev'in büyük değeri yalnızca yeni şeyler keşfetmesinde değildir.

Mendeleev yeni bir doğa kanunu keşfetti. Bilim, birbirinden farklı, bağlantısız maddeler yerine, Evrenin tüm unsurlarını tek bir bütün halinde birleştiren tek ve uyumlu bir sistemle karşı karşıya kaldı; atomlar şu şekilde kabul edilmeye başlandı:

1. ortak bir modelle birbirine organik olarak bağlı,

2. atom ağırlığındaki niceliksel değişikliklerin kimyasallarındaki niteliksel değişikliklere geçişini tespit etmek. bireysellikler,

3. tersinin metalik olduğunu gösterir. ve metalik değildir. Atomların özellikleri önceden düşünüldüğü gibi mutlak değil, yalnızca doğası gereği görecelidir.

24. Organik kimyanın gelişim sürecinde yapısal teorilerin ortaya çıkışı. Yapısal teorilerin teorik temeli olarak atom-moleküler bilim.

Organik Kimya. 18. yüzyıl boyunca. Organizmaların ve maddelerin kimyasal ilişkileri konusunda bilim adamları, yaşamı evrenin yasalarına değil, özel yaşam güçlerinin etkisine tabi olan özel bir fenomen olarak gören bir doktrin olan vitalizm doktrini tarafından yönlendirildiler. Bu görüş, Lavoisier'in solunumun yanmaya benzer bir süreç olduğunu öne sürdüğü 1777 gibi erken bir tarihte temelleri sarsılmış olsa da, 19. yüzyıldaki pek çok bilim adamı tarafından miras alınmıştır.

1828'de Alman kimyager Friedrich Wöhler (1800–1882), amonyum siyanatı ısıtarak (bu bileşik koşulsuz olarak inorganik bir madde olarak sınıflandırılmıştır), insanların ve hayvanların atık ürünü olan üre elde etti. 1845 yılında Wöhler'in öğrencisi Adolf Kolbe, başlangıç ​​elementleri olan karbon, hidrojen ve oksijenden asetik asit sentezledi. 1850'li yıllarda Fransız kimyager Pierre Berthelot, organik bileşiklerin sentezi üzerinde sistematik çalışmaya başladı ve metil ve etil alkoller, metan, benzen ve asetilen elde etti. Doğal organik bileşikler üzerinde yapılan sistematik bir çalışma, bunların hepsinin bir veya daha fazla karbon atomu içerdiğini ve birçoğunun da hidrojen atomu içerdiğini göstermiştir. Tip teorisi. Çok sayıda karmaşık karbon içeren bileşiğin keşfi ve izolasyonu, moleküllerinin bileşimi sorununu gündeme getirdi ve mevcut sınıflandırma sisteminin revize edilmesi ihtiyacına yol açtı. 1840'lara gelindiğinde kimya bilimciler Berzelius'un dualistik fikirlerinin yalnızca inorganik tuzlara uygulanabileceğini fark ettiler. 1853 yılında tüm organik bileşiklerin türlerine göre sınıflandırılması girişiminde bulunuldu. Fransız bir kimyager tarafından genelleştirilmiş bir "tip teorisi" önerildi Charles Frederic Gerard Farklı atom gruplarının kombinasyonunun bu grupların elektrik yüküyle değil, spesifik kimyasal özellikleriyle belirlendiğine inanıyordu.

Yapısal kimya. 1857'de Kekule, değerlik teorisine dayanarak (değerlilik, belirli bir elementin bir atomuyla birleşen hidrojen atomlarının sayısı olarak anlaşıldı), karbonun dört değerlikli olduğunu ve bu nedenle diğer dört atomla birleşerek uzun zincirler oluşturabileceğini öne sürdü - düz veya dallanmış. Bu nedenle, organik moleküller radikal kombinasyonları şeklinde değil, yapısal formüller (atomlar ve aralarındaki bağlar) şeklinde tasvir edilmeye başlandı.

1874 yılında Danimarkalı bir kimyager Jacob van't Hoff Fransız kimyager Joseph Achille Le Bel (1847–1930) bu fikri uzaydaki atomların düzenine kadar genişletti. Moleküllerin düz değil üç boyutlu yapılar olduğuna inanıyorlardı. Bu kavram, örneğin uzaysal izomerizm, aynı bileşime sahip ancak farklı özelliklere sahip moleküllerin varlığı gibi iyi bilinen birçok olguyu açıklamayı mümkün kıldı. Veriler buna çok iyi uyuyor Louis Pasteur tartarik asit izomerleri hakkında.

6. Periyodik yasa ve periyodik sistem D.I. Mendeleev Periyodik sistemin yapısı (periyot, grup, alt grup). Periyodik yasa ve periyodik sistemin anlamı.

Periyodik hukuk D.I. Mendeleyev:Basit cisimlerin özellikleri, bileşiklerin şekilleri ve özellikleriElementlerin farklılıkları periyodik olarak aşağıdakilere bağlıdır:elementlerin atom ağırlıklarının değerleri (Elementlerin özellikleri periyodik olarak çekirdeklerindeki atomların yüküne bağlıdır).

Elementlerin periyodik tablosu. Mendeleev, lityumdan neona veya sodyumdan argona kadar sekiz elementten oluşan seriler gibi, özellikleri sırayla değişen element serilerine periyot adını verdi. Bu iki periyodu, sodyum lityumun altında, argon ise neon altında olacak şekilde alt üste yazarsak, aşağıdaki element dizilimini elde ederiz:

Bu düzenlemeyle dikey sütunlar, özellikleri bakımından benzer olan ve aynı değerliliğe sahip olan, örneğin lityum ve sodyum, berilyum ve magnezyum vb. elementleri içerir.

Mendeleev, tüm elementleri periyotlara bölerek ve oluşan bileşik türlerinde ve özelliklerinde benzer elementlerin birbirinin altında yer alması için bir dönemi diğerinin altına yerleştirerek, gruplara ve serilere göre periyodik element sistemi adını verdiği bir tablo derledi.

Periyodik sistemin anlamıBiz. Periyodik element tablosunun kimyanın sonraki gelişimi üzerinde büyük etkisi oldu. Bu, kimyasal elementlerin uyumlu bir sistem oluşturduklarını ve birbirleriyle yakın bağlantı içinde olduklarını gösteren ilk doğal sınıflandırması olmasının yanı sıra, daha ileri araştırmalar için de güçlü bir araçtı.

7. Kimyasal elementlerin özelliklerinde periyodik değişiklikler. Atomik ve iyonik yarıçaplar. İyonlaşma enerjisi. Elektron ilgisi. Elektronegatiflik.

Atom yarıçaplarının Z atomunun çekirdeğinin yüküne bağımlılığı periyodiktir. Bir periyot içerisinde Z arttıkça atomun boyutunun küçülme eğilimi vardır ki bu özellikle kısa periyotlarda açıkça görülmektedir.

Çekirdekten daha uzakta yeni bir elektronik katmanın inşasının başlamasıyla birlikte, yani bir sonraki döneme geçiş sırasında atom yarıçapları artar (örneğin, flor ve sodyum atomlarının yarıçaplarını karşılaştırın). Sonuç olarak, bir alt grup içinde nükleer yük arttıkça atomların boyutları da artar.

Elektron atomlarının kaybı etkin boyutunun azalmasına, fazla elektronların eklenmesi ise artmasına neden olur. Bu nedenle, pozitif yüklü bir iyonun (katyonun) yarıçapı her zaman daha küçüktür ve negatif yüklü bir iyonun (anyonun) yarıçapı, karşılık gelen elektriksel olarak nötr atomun yarıçapından her zaman daha büyüktür.

Bir alt grup içinde aynı yüke sahip iyonların yarıçapları nükleer yükün artmasıyla artar.Bu model, elektronik katmanların sayısındaki artış ve dış elektronların çekirdeğe olan uzaklığının artmasıyla açıklanır.

Metallerin en karakteristik kimyasal özelliği, atomlarının kolayca dış elektronlardan vazgeçip pozitif yüklü iyonlara dönüşebilme yeteneğidir; metal olmayanlar ise tam tersine, negatif iyonlar oluşturmak için elektron ekleme yeteneği ile karakterize edilir. Bir atomdan bir elektronu çıkarmak ve ikincisini pozitif iyona dönüştürmek için iyonlaşma enerjisi adı verilen bir miktar enerji harcamak gerekir.

İyonlaşma enerjisi, atomların bir elektrik alanında hızlandırılan elektronlarla bombardıman edilmesiyle belirlenebilir. Elektron hızının atomları iyonlaştırmaya yeterli hale geldiği en düşük alan voltajı, belirli bir elementin atomlarının iyonlaşma potansiyeli olarak adlandırılır ve volt cinsinden ifade edilir. Yeterli enerji harcanarak bir atomdan iki, üç veya daha fazla elektron çıkarılabilir. Bu nedenle, birinci iyonlaşma potansiyelinden (birinci elektronun atomdan uzaklaştırılmasının enerjisi) ve ikinci iyonlaşma potansiyelinden (ikinci elektronun atomdan uzaklaştırılmasının enerjisi) bahsederler.

Yukarıda belirtildiği gibi, atomlar yalnızca bağış yapmakla kalmaz, aynı zamanda elektron da kazanabilir. Bir elektronun serbest bir atoma bağlanması sırasında açığa çıkan enerjiye atomun elektron ilgisi denir. İyonlaşma enerjisi gibi elektron ilgisi de genellikle elektron volt cinsinden ifade edilir. Böylece hidrojen atomunun elektron ilgisi 0,75 eV, oksijen - 1,47 eV, flor - 3,52 eV'dir.

Metal atomlarının elektron ilgileri tipik olarak sıfıra yakındır veya negatiftir; Bundan, çoğu metalin atomları için elektron eklenmesinin enerji açısından uygun olmadığı sonucu çıkar. Ametal olmayan atomların elektron ilgisi her zaman pozitiftir ve ne kadar büyükse, ametal periyodik tablodaki soy gaza o kadar yakın konumdadır; bu, dönemin sonu yaklaştıkça metalik olmayan özelliklerin arttığını gösterir.

Bilinmeyen elementlerin bilimsel olarak tahmin edilebilmesi olasılığı, ancak periyodik yasanın ve elementlerin periyodik tablosunun keşfinden sonra gerçeğe dönüştü. D.I. Mendeleev 11'in varlığını öngördü yeni unsurlar: ekaboron, ekasilicon, ekaaluminium, vb. Periyodik sistemdeki elementin “koordinatları” (seri numarası, grup ve periyot), tahmin edilen elementin en önemli özelliklerinin yanı sıra atom kütlesinin de kabaca tahmin edilmesini mümkün kıldı. Bu tahminlerin doğruluğu, özellikle tahmin edilen öğenin bilinen ve yeterince çalışılan öğelerle çevrelenmesi durumunda arttı.

Bu sayede 1875 yılında L. de Boisbaudran Fransa'da galyumu (eka-alüminyum) keşfetti; 1879'da L. Nilsson (İsveç) skandiyumu (ekabor) keşfetti; 1886'da Almanya'da K. Winkler germanyumu (exasilicon) keşfetti.

Dokuzuncu ve onuncu sıraların keşfedilmemiş unsurlarıyla ilgili olarak D.I. Mendeleev'in açıklamaları daha temkinliydi çünkü bunların özellikleri son derece zayıf bir şekilde incelendi. Böylece altıncı periyodun bittiği bizmuttan sonra iki çizgi kaldı. Biri tellür analoğuna karşılık geliyordu, diğeri ise bilinmeyen bir ağır halojene aitti. Yedinci dönemde yalnızca iki element biliniyordu: toryum ve uranyum. D.I. Mendeleev, toryumdan önceki birinci, ikinci ve üçüncü grupların elemanlarına ait olması gereken birkaç hücreyi tire işaretiyle bıraktı. Toryum ve uranyum arasında boş bir hücre kaldı. Uranyumun arkasında beş boş yer kaldı; Neredeyse 100 yıldır uranyum ötesi elementlerin varlığı öngörülüyordu.

D.I. Mendeleev'in dokuzuncu ve onuncu sıradaki unsurlara ilişkin tahminlerinin doğruluğunu doğrulamak için polonyum (seri numarası 84) ile bir örnek verebiliriz. 84 seri numaralı elementin özelliklerini tahmin eden D. I. Mendeleev, onu tellürün bir analoğu olarak belirledi ve ona dwitellurium adını verdi. Bu elementin atom kütlesinin 212 olduğunu ve EO e tipinde bir oksit oluşturabilme yeteneğini varsaydı. Bu elementin yoğunluğu 9,3 g/cm3 olmalı ve eriyebilir, kristalimsi ve düşük uçuculuğa sahip gri bir metal olmalıdır. Saf haliyle ancak 1946 yılında elde edilen polonyum, yumuşak, eriyebilir, gümüş renkli, yoğunluğu 9,3 g/cm3 olan bir metaldir. Özellikleri tellüre çok benzer.

Doğanın en önemli yasalarından biri olan D.I. Mendeleev'in periyodik yasası olağanüstü bir öneme sahiptir. Elementler arasındaki doğal ilişkiyi, maddenin basitten karmaşığa doğru gelişim aşamalarını yansıtan bu yasa, modern kimyanın başlangıcını işaret ediyordu. Onun keşfiyle kimya, tanımlayıcı bir bilim olmaktan çıktı.

Periyodik yasa ve D.I. Mendeleev'in elementler sistemi, dünyayı anlamanın güvenilir yöntemlerinden biridir. Öğeler ortak özellikler veya yapı ile birleştiğinden, bu, olguların karşılıklı bağlantı ve karşılıklı bağımlılık modellerini gösterir.

Tüm elementler hep birlikte en basit hidrojenden 118. elemente kadar sürekli bir gelişim çizgisini oluşturur. Bu model ilk olarak yeni elementlerin varlığını tahmin edebilen ve böylece maddenin gelişiminin sürekliliğini gösteren D.I. Mendeleev tarafından fark edildi.

Elementlerin ve bunların bileşiklerinin özellikleri gruplar içinde karşılaştırılarak, niceliksel değişimlerin niteliksel değişimlere geçişine ilişkin yasanın tezahürü kolaylıkla tespit edilebilir. Bu nedenle, herhangi bir periyotta tipik bir metalden tipik metal olmayana (halojen) bir geçiş vardır, ancak bir halojenden bir sonraki periyodun ilk elementine (alkali metal) geçişe, özelliklerin keskin bir şekilde ortaya çıkması eşlik eder. bu halojenin karşısında. D.I. Mendeleev'in keşfi, atomun yapısı teorisi için doğru ve güvenilir bir temel oluşturdu ve maddenin doğası hakkındaki tüm modern bilgilerin gelişimi üzerinde büyük bir etkiye sahipti.

D. I. Mendeleev'in periyodik tablonun oluşturulmasına ilişkin çalışması, yeni kimyasal elementler için bilimsel temelli bir hedefli araştırma yönteminin temelini attı. Örnekler arasında modern nükleer fiziğin sayısız başarısı yer alıyor. Geçtiğimiz yarım yüzyılda seri numarası 102-118 olan elementler sentezlendi. Kimyasal elementler arasındaki ilişki kalıpları bilgisi olmadan, bunların özelliklerinin yanı sıra üretimlerinin incelenmesi de imkansız olacaktır.

Böyle bir ifadenin kanıtı sonuçlar 114, 116, 118 numaralı elementlerin sentezi üzerine araştırma.

114. elementin izotopu, plütonyumun 48 Ca izotopu ile etkileşimi ile, 116. ise küryumun 48 Ca izotopu ile etkileşimi ile elde edildi:

Ortaya çıkan izotopların stabilitesi o kadar yüksektir ki kendiliğinden bölünmezler, ancak alfa bozunumu yaşarlar, yani. alfa parçacıklarının eşzamanlı emisyonu ile çekirdeğin bölünmesi.

Elde edilen deneysel veriler teorik hesaplamaları tamamen doğrulamaktadır: ardışık alfa bozunmaları meydana geldikçe, 112. ve 110. elementlerin çekirdekleri oluşur ve ardından kendiliğinden fisyon başlar:

Elementlerin özelliklerini karşılaştırarak, onların ortak yapısal özelliklerle birbirine bağlı olduğuna ikna oluyoruz. Böylece, dış ve ön-dış elektron kabuklarının yapısını karşılaştırarak, belirli bir elementin karakteristik özelliği olan her türlü bileşiği yüksek doğrulukla tahmin etmek mümkündür. Böylesine açık bir ilişki, 104. element olan rutherfordium örneğiyle çok iyi bir şekilde gösterilmiştir. Kimyacılar, eğer bu element hafniyumun (72 Hf) bir analoğu ise, tetraklorürün HfCl 4 ile yaklaşık olarak aynı özelliklere sahip olması gerektiğini öngördü. Deneysel kimyasal çalışmalar yalnızca kimyagerlerin öngörüsünü doğrulamakla kalmadı, aynı zamanda yeni bir süper ağır element olan 1(M Rf) keşfini de doğruladı. Aynı benzetme, her ikisi de Os (Z = 76) ve Ds (Z = 110) özelliklerinde de görülebilir. elementler R0 4 tipi uçucu oksitler oluşturur. fenomenlerin karşılıklı ilişkisi ve karşılıklı bağımlılığı yasasının tezahürü.

Elementlerin özelliklerinin hem gruplar hem de periyotlar içinde karşılaştırılması ve atomun yapısıyla karşılaştırılması yasayı belirtir. nicelikten niteliğe geçiş. Niceliksel değişimlerin niteliksel değişimlere geçişi ancak mümkündür başından sonuna kadarinkarın reddi. Periyodik olarak nükleer yük arttıkça alkali metalden soy gaza geçiş meydana gelir. Bir sonraki periyot, kendisinden önceki soy gazın özelliklerini tamamen ortadan kaldıran bir element olan alkali metalle yeniden başlar (örneğin, He ve Li; Ne ve Na; Ar ve Kr, vb.).

Her periyotta bir sonraki elementin çekirdeğinin yükü bir öncekine göre bir artar. Bu süreç hidrojenden 118. elemente kadar gözlenir ve şunu gösterir: Maddenin gelişiminin sürekliliği.

Son olarak bir atomdaki zıt yüklerin (proton ve elektron) birleşimi, metalik ve metalik olmayan özelliklerin ortaya çıkması, amfoterik oksit ve hidroksitlerin varlığı kanunun bir tezahürüdür. Zıtların birliği ve mücadelesi.

Periyodik yasanın keşfinin, maddenin özelliklerine ilişkin temel araştırmaların başlangıcı olduğunu da belirtmek gerekir.

Niels Bohr'a göre periyodik tablo "kimya, fizik, mineraloji ve teknoloji alanlarındaki araştırmalar için yol gösterici bir yıldızdır."

• Element 112, 114, 116, 118, Ortak Nükleer Araştırma Enstitüsü'nden (Dubna, Rusya) elde edildi. Element 113 ve 115, Rus ve Amerikalı fizikçiler tarafından ortaklaşa elde edildi. Materyal Rusya Bilimler Akademisi Akademisyeni Yu.Ts.Oganesyan tarafından sağlandı.