Ley periódica de D. Mendeleev, su formulación moderna. ¿Cuál es su diferencia con la propuesta por D.I. Explique ¿qué provocó este cambio en la redacción de la ley? ¿Cuál es el significado físico de la Ley Periódica? explicar p

: como señaló en sentido figurado el famoso químico ruso N.D. Zelinsky, la Ley Periódica fue "el descubrimiento de la conexión mutua de todos los átomos del universo".

Historia

La búsqueda de las bases para la clasificación natural y sistematización de los elementos químicos comenzó mucho antes del descubrimiento de la Ley Periódica. Las dificultades que encontraron los científicos naturales que fueron los primeros en trabajar en este campo se debieron a la insuficiencia de datos experimentales: a principios del siglo XIX, el número de elementos químicos conocidos era pequeño y los valores aceptados de las masas atómicas de muchos elementos eran incorrectos.

Tríadas Döbereiner y los primeros sistemas de elementos.

A principios de los años 60 del siglo XIX aparecieron varias obras que precedieron inmediatamente a la Ley Periódica.

Espiral de Chancourtois

Octavas de Newlands

Mesa Newlands (1866)

Poco después de la espiral de Chancourtois, el científico inglés John Newlands intentó comparar las propiedades químicas de los elementos con sus masas atómicas. Al ordenar los elementos en orden de masa atómica creciente, Newlands notó que aparecían similitudes en las propiedades entre cada octavo elemento. Newlands llamó al patrón encontrado la ley de las octavas por analogía con los siete intervalos de la escala musical. En su tabla, ordenó los elementos químicos en grupos verticales de siete elementos cada uno y al mismo tiempo descubrió que (con un ligero cambio en el orden de algunos elementos) los elementos con propiedades químicas similares terminaban en la misma línea horizontal.

John Newlands fue, por supuesto, el primero en dar una serie de elementos ordenados en orden creciente de masas atómicas, asignar el número atómico correspondiente a los elementos químicos y notar la relación sistemática entre este orden y las propiedades fisicoquímicas de los elementos. Escribió que en tal secuencia se repiten las propiedades de los elementos, cuyos pesos equivalentes (masa) difieren en 7 unidades, o en un valor que es múltiplo de 7, es decir, como si el octavo elemento en orden repitiera las propiedades. del primero, como en la música la corchea se repite primero. Newlands intentó dar a esta dependencia, que en realidad ocurre con los elementos ligeros, un carácter universal. En su tabla, elementos similares estaban ubicados en filas horizontales, pero en la misma fila a menudo había elementos completamente diferentes en propiedades. Además, Newlands se vio obligado a colocar dos elementos en algunas celdas; finalmente, en la mesa no había asientos vacíos; Como resultado, la ley de las octavas fue aceptada con extremo escepticismo.

Mesas Odling y Meyer

Manifestaciones de la ley periódica en relación con la energía de afinidad electrónica.

La periodicidad de las energías de afinidad electrónica de los átomos se explica, naturalmente, por los mismos factores que ya se observaron al hablar de los potenciales de ionización (consulte la definición de energía de afinidad electrónica).

Tienen la mayor afinidad electrónica. pag-elementos del grupo VII. La afinidad electrónica más baja es para átomos con la configuración s² ( , , ) y s²p 6 ( , ) o con la configuración medio llena. pag-orbitales ( , , ):

Manifestaciones de la ley periódica sobre la electronegatividad.

Estrictamente hablando, a un elemento no se le puede asignar electronegatividad constante. La electronegatividad de un átomo depende de muchos factores, en particular del estado de valencia del átomo, el estado de oxidación formal, el número de coordinación, la naturaleza de los ligandos que forman el entorno del átomo en el sistema molecular y algunos otros. . Recientemente, la llamada electronegatividad orbital se utiliza cada vez más para caracterizar la electronegatividad, dependiendo del tipo de orbital atómico involucrado en la formación de un enlace y de su población de electrones, es decir, de si el orbital atómico está ocupado por un par de electrones solitario. está ocupada individualmente por un electrón desapareado o está vacante. Pero, a pesar de las conocidas dificultades para interpretar y determinar la electronegatividad, siempre sigue siendo necesaria una descripción y predicción cualitativa de la naturaleza de los enlaces en un sistema molecular, incluida la energía de enlace, la distribución de la carga electrónica y el grado de ionicidad, la constante de fuerza, etc.

La periodicidad de la electronegatividad atómica es un componente importante de la ley periódica y puede explicarse fácilmente basándose en la dependencia inmutable, aunque no del todo inequívoca, de los valores de electronegatividad de los valores correspondientes de energías de ionización y afinidades electrónicas.

En los períodos hay una tendencia general de que la electronegatividad aumente, y en los subgrupos hay una disminución. La electronegatividad más baja es para los elementos s del grupo I, la más alta para los elementos p del grupo VII.

Manifestaciones de la ley periódica en relación con los radios atómicos e iónicos.

Arroz. 4 Dependencia de los radios orbitales de los átomos del número atómico del elemento.

La naturaleza periódica de los cambios en el tamaño de los átomos y los iones se conoce desde hace mucho tiempo. La dificultad aquí es que, debido a la naturaleza ondulatoria del movimiento electrónico, los átomos no tienen tamaños estrictamente definidos. Dado que la determinación directa de los tamaños absolutos (radios) de átomos aislados es imposible, en en este caso a menudo se utilizan sus significados empíricos. Se obtienen a partir de distancias internucleares medidas en cristales y moléculas libres, dividiendo cada distancia internuclear en dos partes e igualando una de ellas al radio del primer átomo (de dos conectados por un enlace químico correspondiente), y la otra al radio de el segundo átomo. Esta separación tiene en cuenta diversos factores, entre ellos la naturaleza del enlace químico, el estado de oxidación de los dos átomos unidos, la naturaleza de coordinación de cada uno de ellos, etc. De esta forma se obtienen los llamados radios metálicos, covalentes, iónicos y de van der Waals. Los radios de Van der Waals deben considerarse como los radios de átomos no unidos; se encuentran por distancias internucleares en sólidos o líquidos donde los átomos están muy próximos entre sí (por ejemplo, átomos en argón sólido o átomos de dos moléculas de N 2 adyacentes en nitrógeno sólido) pero no están conectados por ningún enlace químico.

Pero, obviamente, la mejor descripción del tamaño efectivo de un átomo aislado es la posición teóricamente calculada (distancia del núcleo) del máximo principal de la densidad de carga de sus electrones externos. Este es el llamado radio orbital del átomo. La periodicidad del cambio en los valores de los radios atómicos orbitales dependiendo del número atómico del elemento se manifiesta con bastante claridad (ver Fig.4), y los puntos principales aquí son la presencia de máximos muy pronunciados correspondientes a átomos de álcali. metales, y los mismos mínimos correspondientes a los gases nobles. La disminución de los valores de los radios atómicos orbitales durante la transición de un metal alcalino al gas noble correspondiente (más cercano) es, con la excepción de la serie -, de naturaleza no monótona, especialmente cuando las familias de elementos de transición (metales ) y entre el metal alcalino y el gas noble aparecen lantánidos o actínidos. Durante largos períodos en las familias. d- Y F- elementos, se observa una disminución menos pronunciada de los radios, ya que el llenado de los orbitales con electrones se produce en la capa preexterna. En subgrupos de elementos, los radios de átomos e iones del mismo tipo generalmente aumentan.

Manifestaciones de la ley periódica en relación con la energía de atomización.

Cabe destacar que el estado de oxidación de un elemento, al ser una característica formal, no da idea ni de las cargas efectivas de los átomos de este elemento en el compuesto ni de la valencia de los átomos, aunque el estado de oxidación es A menudo se le llama valencia formal. Muchos elementos son capaces de presentar no uno, sino varios estados de oxidación diferentes. Por ejemplo, para el cloro se conocen todos los estados de oxidación de −1 a +7, aunque los pares son muy inestables, y para el manganeso, de +2 a +7. Los valores más altos del estado de oxidación cambian periódicamente dependiendo del número atómico del elemento, pero esta periodicidad es compleja. En el caso más simple, en la serie de elementos desde un metal alcalino hasta un gas noble, el estado de oxidación más alto aumenta de +1 (F) a +8 (O4). En otros casos, el estado de oxidación más alto del gas noble es menor (+4 F 4) que el del halógeno anterior (+7 O 4 −). Por lo tanto, en la curva de dependencia periódica del estado de oxidación más alto del número atómico de un elemento, los máximos ocurren en el gas noble o en el halógeno que lo precede (los mínimos siempre ocurren en el metal alcalino). La excepción es la serie -, en la que los estados de oxidación altos generalmente no se conocen ni para el halógeno () ni para el gas noble (), y el miembro intermedio de la serie, el nitrógeno, tiene el valor más alto del estado de oxidación más alto; por lo tanto, en la serie, el cambio en el estado de oxidación más alto pasa por un máximo. En general, el aumento del estado de oxidación más alto en la serie de elementos desde un metal alcalino a un halógeno o a un gas noble no se produce de forma monótona, principalmente debido a la manifestación de estados de oxidación elevados por parte de los metales de transición. Por ejemplo, el aumento en el estado de oxidación más alto de la serie, de +1 a +8, se "complica" por el hecho de que estados de oxidación tan altos como +6 (O 3), +7 (2 O 7), + son conocido por el molibdeno, el tecnecio y el rutenio 8(O4).

Manifestaciones de la ley periódica en relación al potencial oxidativo.

Una de las características más importantes de una sustancia simple es su potencial de oxidación, que refleja la capacidad fundamental de una sustancia simple para interactuar con soluciones acuosas, así como las propiedades redox que exhibe. El cambio en los potenciales de oxidación de sustancias simples en función del número atómico del elemento también es periódico. Pero hay que tener en cuenta que el potencial oxidativo de una sustancia simple está influenciado por varios factores, que a veces es necesario considerar individualmente. Por tanto, la periodicidad de los cambios en los potenciales de oxidación debe interpretarse con mucho cuidado.

/Na+(ac)	/Mg 2+ (acuoso)	/Al 3+ (ac)
2,71 V	2,37 V	1,66 V
/K + (ac)	/Ca 2+ (ac)	/Sc 3+ (aq)
2,93 V	2,87 V	2,08 V

Es posible detectar algunas secuencias específicas en los cambios en los potenciales de oxidación de sustancias simples. En particular, en la serie de metales, durante la transición de elementos alcalinos a los siguientes, se produce una disminución de los potenciales de oxidación (+ (aq), etc. - catión hidratado):

Esto se explica fácilmente por un aumento en la energía de ionización de los átomos con un aumento en el número de electrones de valencia eliminados. Por tanto, en la curva de dependencia de los potenciales de oxidación de sustancias simples del número atómico del elemento, existen máximos correspondientes a los metales alcalinos. Pero ésta no es la única razón de los cambios en los potenciales de oxidación de sustancias simples.

Periodicidad interna y secundaria

s- Y r-elementos

Las tendencias generales en la naturaleza de los cambios en los valores de la energía de ionización de los átomos, la energía de afinidad electrónica de los átomos, la electronegatividad, los radios atómicos e iónicos, la energía de atomización de sustancias simples, el estado de oxidación, los potenciales de oxidación de sustancias simples dependiendo del atómico. El número del elemento se analiza anteriormente. Con un estudio más profundo de estas tendencias, se puede encontrar que los patrones de cambios en las propiedades de los elementos en períodos y grupos son mucho más complejos. En la naturaleza de los cambios en las propiedades de los elementos durante un período, se manifiesta la periodicidad interna y, en el grupo, la periodicidad secundaria (descubierta por E.V. Biron en 1915).

Así, al pasar de un elemento s del grupo I a r-El elemento del grupo VIII tiene máximos y mínimos internos en la curva de energía de ionización atómica y la curva de cambios en sus radios (ver Fig. 1, 2, 4).

Esto indica la naturaleza internamente periódica del cambio en estas propiedades durante el período. Se puede dar una explicación de los patrones observados utilizando el concepto de blindaje del núcleo.

El efecto de protección del núcleo se debe a los electrones de las capas internas que, al proteger el núcleo, debilitan la atracción del electrón externo hacia él. Así, al pasar del berilio 4 al boro 5, a pesar del aumento de la carga nuclear, la energía de ionización de los átomos disminuye:

Arroz. 5 Esquema de la estructura de los últimos niveles de berilio, 9,32 eV (izquierda) y boro, 8,29 eV (derecha)

Esto se explica por el hecho de que la atracción hacia el núcleo. 2p-El electrón del átomo de boro se debilita debido al efecto de apantallamiento. 2s-electrones.

Está claro que el blindaje del núcleo aumenta a medida que aumenta el número de capas electrónicas internas. Por lo tanto, en subgrupos s- Y r-elementos existe una tendencia a disminuir la energía de ionización de los átomos (ver Fig. 1).

La disminución de la energía de ionización del nitrógeno 7 N al oxígeno 8 O (ver Fig. 1) se explica por la repulsión mutua de dos electrones del mismo orbital:

Arroz. 6 Esquema de la estructura de los últimos niveles de nitrógeno, 14,53 eV (izquierda) y oxígeno, 13,62 eV (derecha)

El efecto de apantallamiento y repulsión mutua de electrones de un orbital también explica la naturaleza internamente periódica del cambio en los radios atómicos durante el período (ver Fig. 4).

Arroz. 7 Dependencia periódica secundaria de los radios de los átomos de los orbitales p externos del número atómico

Arroz. 8 Dependencia periódica secundaria de la primera energía de ionización de los átomos del número atómico

Arroz. 9 Distribución radial de la densidad electrónica en el átomo de sodio.

En la naturaleza de los cambios en las propiedades. s- Y r-elementos en los subgrupos, se observa claramente la periodicidad secundaria (Fig. 7). Para explicarlo se utiliza la idea de la penetración de los electrones en el núcleo. Como se muestra en la Figura 9, un electrón de cualquier orbital permanece en una región cercana al núcleo durante un tiempo determinado. En otras palabras, los electrones externos penetran hasta el núcleo a través de capas de electrones internos. Como se puede ver en la Figura 9, externo 3 s-el electrón del átomo de sodio tiene una probabilidad muy significativa de estar ubicado cerca del núcleo en la región de interna A- Y l-capas electrónicas.

La concentración de densidad electrónica (el grado de penetración de los electrones) en el mismo número cuántico principal es mayor para s-electrón, menos - para r-electrón, menos aún - para d-electrón, etc. Por ejemplo, con n = 3, el grado de penetración disminuye en la secuencia 3 s>3pag>3d(ver figura 10).

Arroz. 10 Distribución radial de la probabilidad de encontrar un electrón (densidad electrónica) a distancia r desde el núcleo

Está claro que el efecto de penetración aumenta la fuerza del enlace entre los electrones externos y el núcleo. Debido a una penetración más profunda s-Los electrones protegen al núcleo en mayor medida que r-electrones, y estos últimos son más fuertes que d-electrones, etc.

Utilizando la idea de penetración de electrones hasta el núcleo, consideremos la naturaleza del cambio en el radio de los átomos de los elementos del subgrupo de carbono. En la serie - - - - existe una tendencia general a que el radio atómico aumente (ver Fig. 4, 7). Sin embargo, este aumento no es monótono. Al pasar de Si a Ge, el exterior r-los electrones atraviesan una pantalla de diez 3 d-electrones y así fortalecer el enlace con el núcleo y comprimir la capa electrónica del átomo. Reducción de tamaño 6 pag-orbitales de Pb en comparación con 5 r-orbital Sn se debe a la penetración 6 pag-electrones bajo doble pantalla diez 5 d-electrones y catorce 4 F-electrones. Esto también explica la no monotonicidad en el cambio en la energía de ionización de los átomos de la serie C-Pb y su mayor valor para el Pb en comparación con el átomo de Sn (ver Fig. 1).

d-Elementos

En la capa exterior de átomos. d-elementos (a excepción de ) hay 1-2 electrones ( ns-estado). Los electrones de valencia restantes se encuentran en (n-1) d-estado, es decir, en la capa preexterna.

Esta estructura de las capas electrónicas de los átomos determina algunas propiedades generales. d-elementos. Por tanto, sus átomos se caracterizan por valores relativamente bajos de la primera energía de ionización. Como puede verse en la Figura 1, la naturaleza del cambio en la energía de ionización de los átomos durante el período de la serie. d-los elementos son más suaves que en una fila s- Y pag-elementos. Al pasar de d-elemento del grupo III a d-para un elemento del grupo II, los valores de energía de ionización cambian de forma no monótona. Así, en la sección de la curva (Fig. 1) son visibles dos áreas, correspondientes a la energía de ionización de los átomos en las que d-orbitales de uno y dos electrones. Relleno 3 d-orbitales con un electrón cada extremo en (3d 5 4s 2), lo que se caracteriza por un ligero aumento en la estabilidad relativa de la configuración 4s 2 debido a la penetración de los electrones 4s 2 debajo de la pantalla de la configuración 3d 5. El valor de energía de ionización más alto es (3d 10 4s 2), que está de acuerdo con la finalización completa de 3 d-subcapa y estabilización del par de electrones debido a la penetración debajo de la pantalla 3 d 10 - configuraciones.

En subgrupos d-elementos, los valores de energía de ionización de los átomos generalmente aumentan. Esto puede explicarse por el efecto de la penetración de los electrones en el núcleo. Entonces, si tu d-elementos del 4to periodo externo 4 s-los electrones penetran debajo de la pantalla 3 d-electrones, entonces los elementos del sexto período tienen 6 externos s-los electrones ya penetran bajo la doble pantalla 5 d- y 4 F-electrones. Por ejemplo:

22 Ti…3d 2 4s 2	Yo = 6,82 eV
40 Zr …3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2	Yo = 6,84 eV
72 Hf… 4d 10 4f 14 5s 2 5p 6 5d 2 6s 2	Yo = 7,5 eV

Por lo tanto d-elementos del sexto período externo b s-los electrones están unidos al núcleo más firmemente y, por tanto, la energía de ionización de los átomos es mayor que la de d-elementos del 4to periodo.

Tamaños atómicos d-los elementos son intermedios entre los tamaños atómicos s- Y pag-elementos de un periodo determinado. El cambio en los radios de sus átomos durante el período es más suave que para s- Y pag-elementos.

En subgrupos d-elementos, los radios atómicos generalmente aumentan. Es importante tener en cuenta la siguiente característica: un aumento de los radios atómicos e iónicos en los subgrupos d-elementos corresponde principalmente a la transición del elemento del 4º al elemento del 5º período. Los radios correspondientes de los átomos. d-Los elementos del quinto y sexto período de este subgrupo son aproximadamente iguales. Esto se explica por el hecho de que el aumento de los radios debido al aumento en el número de capas electrónicas durante la transición del quinto al sexto período se compensa. F-compresión causada por el llenado de electrones 4 F-subcapa F-elementos del 6º período. En este caso F-la compresión se llama lantánido. Con configuraciones electrónicas similares de las capas externas y aproximadamente los mismos tamaños de átomos e iones para d-Los elementos de los períodos quinto y sexto de este subgrupo se caracterizan por una especial similitud de propiedades.

Los elementos del subgrupo de escandio no obedecen a los patrones observados. Este subgrupo se caracteriza por patrones característicos de los subgrupos vecinos. s-elementos.

La ley periódica es la base de la sistemática química.

Ver también

Notas

Literatura

1. Ajmétov N. S. Temas de actualidad en el curso de la química inorgánica. - M.: Educación, 1991. - 224 págs. - ISBN 5-09-002630-0
2. Korolkov D.V. Fundamentos de la química inorgánica. - M.: Educación, 1982. - 271 p.
3. Mendeleev D. I. Fundamentos de química, vol 2. M.: Goskhimizdat, 1947. 389 p.
4. Mendeleev D.I.// Diccionario enciclopédico de Brockhaus y Efron: En 86 volúmenes (82 volúmenes y 4 adicionales). - San Petersburgo. , 1890-1907.

La ley periódica fue formulada por D.I. Mendeleev en \(1869\). En ese momento, se conocían \(63\) elementos químicos. Mendeleev eligió como propiedad principal de los elementos. masa atómica relativa . También tuvo en cuenta la composición, propiedades físicas y químicas de sustancias simples y complejas formadas por el elemento.

Habiendo ordenado todos los elementos químicos conocidos en orden de masas atómicas crecientes, Mendeleev descubrió que las propiedades se repiten en un cierto número de elementos.

Repitamos las acciones de Mendeleev, teniendo en cuenta que en su época aún no se conocían los gases nobles. Organicemos los elementos en orden de masa atómica creciente (segunda línea de la tabla), indiquemos propiedades metálicas y no metálicas, fórmulas y propiedades de óxidos e hidróxidos superiores, así como fórmulas de compuestos de hidrógeno gaseosos.

Si analiza cuidadosamente las secuencias obtenidas, puede ver la repetibilidad de las propiedades, composición y propiedades metálicas y no metálicas de los compuestos. Siete elementos del metal alcalino litio de la serie son el metal alcalino sodio, y siete elementos del flúor halógeno son el cloro halógeno. A través de siete elementos aparecen las mismas fórmulas de óxidos y compuestos de hidrógeno, ya que se repiten los valores de valencia en compuestos con oxígeno e hidrógeno. Podemos crear sus fórmulas generales.

Fórmulas de óxidos superiores: R 2 O, RO, R 2 O 3, R 2 O 2, R 2 O 5, R 2 O 3, R 2 O 7.

Compuestos volátiles de hidrógeno (para no metales): RH 4, RH 3, RH 2, RH.

Así Mendeleev estableció frecuencia de cambios de propiedad con masa atómica creciente. En el artículo "Patrones periódicos de elementos químicos", D. I. Mendeleev dio la siguiente formulación de la ley periódica:

"Las propiedades de los elementos, y por tanto las propiedades de los cuerpos simples y complejos que forman, dependen periódicamente del peso atómico".

Traducido al lenguaje científico moderno suena así:

"Las propiedades de las sustancias simples, así como la composición y propiedades de los compuestos de elementos, dependen periódicamente de las masas atómicas relativas".

Mendeleev dividió todos los elementos en períodos.

Período- una serie de elementos dispuestos en orden creciente de masa atómica relativa, comenzando con un metal alcalino y terminando con halógeno y gas inerte.

Durante el período:

• las propiedades metálicas de las sustancias simples se debilitan gradualmente y se mejoran las no metálicas;
• la valencia más alta de los elementos para el oxígeno aumenta de I (para metales alcalinos) a VII (para halógenos);
• la valencia de elementos no metálicos en compuestos volátiles de hidrógeno disminuye de IV a I (para halógenos);
• las propiedades de los óxidos e hidróxidos superiores cambian gradualmente de básicas a anfóteras y ácidas.

La ley periódica se desarrolló aún más después de que los físicos estudiaran la estructura del átomo. Resultó que la característica principal de un elemento químico no es la masa atómica relativa, sino la carga del núcleo atómico. La formulación moderna de la ley periódica ha sido ligeramente modificada:

"Las propiedades de los elementos químicos y sus compuestos dependen periódicamente de las cargas de los núcleos atómicos".

La ley periódica de los elementos químicos es una ley fundamental de la naturaleza que establece la periodicidad de los cambios en las propiedades de los elementos químicos a medida que aumentan las cargas de los núcleos de sus átomos. Se considera que la fecha del descubrimiento de la ley es el 1 de marzo (17 de febrero, estilo antiguo) de 1869, cuando D. I. Mendeleev completó el desarrollo de la "Experiencia de un sistema de elementos basado en su peso atómico y similitud química". El término "ley periódica" ("ley de la periodicidad") fue utilizado por primera vez por el científico a finales de 1870. Según Mendeleev, "tres tipos de datos" contribuyeron al descubrimiento de la ley periódica. En primer lugar, la presencia de un número suficientemente grande de elementos conocidos (63); en segundo lugar, un conocimiento satisfactorio de las propiedades de la mayoría de ellos; en tercer lugar, el hecho de que los pesos atómicos de muchos elementos se determinaron con buena precisión, gracias a lo cual los elementos químicos pudieron ordenarse en una serie natural según el aumento de sus pesos atómicos. Mendeleev consideró que la condición decisiva para el descubrimiento de la ley era la comparación de todos los elementos según sus pesos atómicos (antes solo se comparaban elementos químicamente similares).

La formulación clásica de la ley periódica, dada por Mendeleev en julio de 1871, decía: “Las propiedades de los elementos, y por tanto las propiedades de los cuerpos simples y complejos que forman, dependen periódicamente de su peso atómico”. Esta formulación permaneció en vigor durante más de 40 años, pero la ley periódica siguió siendo sólo una exposición de hechos y no tenía ninguna base física. Esto sólo fue posible a mediados de la década de 1910, cuando se desarrolló el modelo planetario nuclear del átomo (ver Átomo) y se estableció que el número de serie de un elemento en la tabla periódica es numéricamente igual a la carga del núcleo de su átomo. Como resultado, se hizo posible la formulación física de la ley periódica: "Las propiedades de los elementos y de las sustancias simples y complejas que forman dependen periódicamente de la magnitud de las cargas de los núcleos (Z) de sus átomos". Todavía se usa ampliamente en la actualidad. La esencia de la ley periódica se puede expresar en otras palabras: “Las configuraciones de las capas electrónicas externas de los átomos se repiten periódicamente a medida que Z aumenta”; Se trata de una especie de formulación "electrónica" de la ley.

Una característica esencial de la ley periódica es que, a diferencia de otras leyes fundamentales de la naturaleza (por ejemplo, la ley de gravitación universal o la ley de equivalencia de masa y energía), no tiene una expresión cuantitativa, es decir, no puede escribirse en forma de cualquier fórmula o ecuación matemática. Mientras tanto, el propio Mendeleev y otros científicos intentaron buscar una expresión matemática de la ley. En forma de fórmulas y ecuaciones, se pueden expresar cuantitativamente varios patrones de construcción de configuraciones electrónicas de átomos dependiendo de los valores de los números cuánticos principales y orbitales. En cuanto a la ley periódica, tiene un claro reflejo gráfico en forma de sistema periódico de elementos químicos, representado principalmente por varios tipos de tablas (ver recuadro).

La ley periódica es una ley universal para todo el Universo y se manifiesta dondequiera que existan estructuras materiales de tipo atómico. Sin embargo, no son sólo las configuraciones de los átomos las que cambian periódicamente a medida que Z aumenta. Resultó que la estructura y las propiedades de los núcleos atómicos también cambian periódicamente, aunque la naturaleza misma del cambio periódico aquí es mucho más complicada que en el caso de los átomos: en los núcleos hay una formación regular de capas de protones y neutrones. Los núcleos en los que están llenas estas capas (contienen 2, 8, 20, 50, 82, 126 protones o neutrones) se denominan "mágicos" y se consideran una especie de límites de los períodos del sistema periódico de los núcleos atómicos.

INTRODUCCIÓN

penza

Introducción

1. Ley periódica de D. I. Mendeleev.

2. Estructura de la tabla periódica.

3. Familias de elementos.

4. Tamaños de átomos e iones.

5.La energía de ionización es una medida cuantitativa de las propiedades reductoras de los átomos.

6. La afinidad electrónica es una medida cuantitativa de las propiedades oxidantes de un átomo.

7. La electronegatividad de un átomo es una medida cuantitativa de las propiedades redox de un elemento.

Conclusión.

Literatura:

1. Korovin N.V. Química general. Libro de texto. – M.: Escuela Superior, 1998. – p. 27 - 34.

Apoyo educativo y material:

1. Proyector multimedia.

2. Versiones de período corto y largo de las tablas del sistema periódico D.I. Mendeleev.

3. Tabla de electronegatividad de elementos según Pauling.

Propósito de la lección:

Saber: 1. Ley periódica D.I. Mendeleev (formulación de D.I. Mendeleev y formulación moderna). Estructura de la tabla periódica. Número de serie del elemento, período, grupo, subgrupo. S -, p-, d-, f - propiedades electrónicas de los elementos.

2.Radios atómicos, energía de ionización y afinidad electrónica, electronegatividad de los elementos, sus cambios por períodos y grupos.

Instrucciones organizativas y metodológicas:

1.Verificar la disponibilidad de los alumnos y su preparación para las clases, eliminar deficiencias.

2. Anuncie el tema y propósito de la lección, cuestiones educativas, literatura.

3. Justifique la necesidad de estudiar este tema.

4. Considere cuestiones educativas utilizando marcos de presentación y tablas de la tabla periódica.

5.Para cada pregunta educativa y al final de la lección, resuma.

6.Al final de la lección, asigne una tarea de autoestudio.

La ley fundamental de la naturaleza y base teórica de la química es la ley periódica, descubierta por D.I. Mendeleev en 1969 sobre la base de un profundo conocimiento en el campo de la química y una brillante intuición. Posteriormente, la ley recibió una interpretación teórica basada en modelos de estructura atómica.

La primera versión de la ley periódica fue propuesta por Mendeleev en 1869 y finalmente formulada en 1871.

Formulación de la ley periódica por D.I. Mendeleev:

Las propiedades de los cuerpos simples, así como las formas y propiedades de los compuestos de elementos, dependen periódicamente de los pesos atómicos de los elementos.

En 1914, Moseley, al estudiar los espectros de rayos X de los átomos, llegó a la conclusión de que el número atómico de un elemento en el PS coincide con la carga del núcleo de su átomo.

Formulación moderna de la ley periódica.

Las propiedades de los elementos y de las sustancias simples y complejas que forman dependen periódicamente de la carga del núcleo de los átomos de los elementos.

Significado físico de la ley periódica.(su conexión con la estructura del átomo):

La estructura y propiedades de los elementos y sus compuestos dependen periódicamente de la carga del núcleo atómico y se determinan repitiendo periódicamente configuraciones similares de sus átomos.

ley periódica- la ley fundamental de la química - fue descubierta en 1869 año DI. Mendeleev. En aquella época, el átomo todavía se consideraba indivisible y no se sabía nada sobre su estructura interna.

Masas atómicas(Entonces - pesos atómicos) y las propiedades químicas de los elementos se utilizaron como base Ley periódica D.I. Mendeleev. DI. Mendeleev, ordenando los 63 elementos conocidos en ese momento en orden creciente de sus masas atómicas, obtuvo serie natural (natural) de elementos químicos, donde observó la repetibilidad periódica de las propiedades químicas. Por ejemplo, un no metal típico flúor F repetido en elementos cloro Cl, bromo Br, yodo I, propiedades de un metal típico Litio Li – en los elementos sodio Na Y potasio K etc.

Para algunos elementos D.I. Mendeleev no descubrió análogos químicos (en Aluminio Al Y silicio si, por ejemplo), dado que en ese momento aún no se conocían tales análogos. En la mesa estaban destinados. espacios vacíos, Pero basado en la repetición periódica el científico predijo sus propiedades químicas). Tras descubrir los elementos correspondientes de la predicción de D.I. Mendeleev fue completamente confirmado (análogo del aluminio - galio ga, análogo del silicio – germanio Ge).

La ley periódica formulada por D.I. Mendeleev lo presenta de la siguiente manera: las propiedades de los cuerpos simples, así como las formas y propiedades de los compuestos de elementos, dependen periódicamente de los pesos atómicos de los elementos.

Formulación moderna de la Ley Periódica por D.I. Mendeleev suena así: las propiedades de los elementos dependen periódicamente del número de serie.

Ley periódica D.I. Mendeleev se convirtió en la base para la creación de científicos. Tabla periódica de elementos químicos.. ella es presentada 7 períodos y 8 en grupos.

Periodos Se llaman filas horizontales de la tabla, que se dividen en pequeñas y grandes. 2 elementos (primer período) u 8 elementos (segundo, tercer período) están en períodos pequeños, y en períodos grandes hay 18 elementos (cuarto, quinto período) o 32 elementos (sexto período), el séptimo período permanece inconcluso. cada periodo comienza con metal típico de termina en un típico gas noble y no metálico.

En grupos Los elementos se llaman columnas verticales. Cada grupo está representado por dos subgrupos: principal Y lado. Un subgrupo es un conjunto de elementos que son análogos químicos completos; A menudo, los elementos de un subgrupo tienen el estado de oxidación más alto correspondiente al número del grupo. Por ejemplo, el estado de oxidación más alto (+ II) corresponde a elementos del subgrupo berilio Y zinc(subgrupos principal y secundario del grupo II), y los elementos del subgrupo nitrógeno Y vanadio(grupo V) corresponde al estado de oxidación más alto (+ V).

Las propiedades químicas de los elementos de los subgrupos principales pueden variar de no metálicos a metálicos (en el subgrupo principal del grupo V, el nitrógeno es un no metal y el bismuto es un metal), en un amplio rango. Las propiedades de los elementos de los subgrupos laterales cambian, pero no tan dramáticamente; por ejemplo, elementos del grupo secundario del grupo IV - circonio, titanio, hafnio– muy similares en sus propiedades (especialmente circonio Y hafnio).

En la tabla periódica en el grupo I (li – fr), II (Mg-Ra) y III (En, Tl) Se ubican los metales típicos. Los no metales se ubican en los grupos VII. (Gordo), VI (Beneficios según objetivos), V. (N–As), IV (C,Si) y III (B). Algunos elementos de los grupos principales ( Ser, Al, Ge, Sb, Po), así como muchos elementos de grupos laterales, pueden exhibir propiedades tanto metálicas como no metálicas. Este fenómeno se llama anfotericidad.

Para algunos grupos principales, se utilizan grupos. Nuevos nombres: VIII (He – Rn) – gases nobles, VII (F – En) – halógenos, IV (O – Ro) – calcógenos, II (Ca – Ra) – metales alcalinotérreos, yo (li – fr) – metales alcalinos.

La forma de la tabla periódica propuesta por D.I. Mendeleev, fue nombrado corto periodo, o clásico. En la química moderna, se utiliza cada vez más otra forma: largo periodo, en el que todos los períodos, pequeños y grandes, se extienden en largas filas, comenzando con un metal alcalino y terminando con un gas noble.

Ley periódica D.I. Mendeleev y la tabla periódica de elementos D.I. Mendeleev se convirtió en la base de la química moderna.

sitio web, al copiar material total o parcialmente, se requiere un enlace a la fuente.