החוק המחזורי של ד' מנדלייב, הניסוח המודרני שלו. מה ההבדל שלו מזה שנתן D.I. הסבר מה גרם לשינוי זה בנוסח החוק? מהי המשמעות הפיזית של החוק התקופתי? הסבר עמ'

: כפי שציין באופן פיגורטיבי הכימאי הרוסי המפורסם N.D. זלינסקי, החוק התקופתי היה "גילוי הקשר ההדדי של כל האטומים ביקום".

כַּתָבָה

החיפוש אחר הבסיס לסיווג הטבעי ולשיטתיותם של יסודות כימיים החל הרבה לפני גילוי החוק התקופתי. הקשיים בהם נתקלו מדעני הטבע שהיו הראשונים לעבוד בתחום זה נגרמו מחוסר נתונים ניסיוניים: בתחילת המאה ה-19, מספר היסודות הכימיים הידועים היה קטן, והערכים המקובלים של המסות האטומיות. של אלמנטים רבים לא היו נכונים.

שלשות דוברינר ומערכות היסודות הראשונות

בתחילת שנות ה-60 של המאה ה-19 הופיעו כמה יצירות שקדמו מיד לחוק התקופתי.

ספירלה דה שנקורטואה

אוקטבות ניולנדס

Newlands Table (1866)

זמן קצר לאחר הספירלה של דה שנקורטואה, המדען האנגלי ג'ון ניולנדס עשה ניסיון להשוות את התכונות הכימיות של יסודות עם המסה האטומית שלהם. סידור היסודות לפי סדר המסה האטומית הגדלה, ניולנדס הבחין שדמיון בתכונות מופיע בין כל יסוד שמיני. ניולנדס כינה את התבנית המצוי חוק האוקטבות באנלוגיה לשבעת המרווחים של הסולם המוזיקלי. בטבלה שלו הוא סידר את היסודות הכימיים לקבוצות אנכיות של שבעה יסודות כל אחד ובמקביל גילה כי (בשינוי קל בסדר של חלק מהיסודות) יסודות בעלי תכונות כימיות דומות הגיעו על אותו קו אופקי.

ג'ון ניולנדס היה, כמובן, הראשון שנתן סדרה של יסודות המסודרים לפי סדר המסה האטומית הגדלה, הקצה את המספר האטומי המתאים ליסודות הכימיים, והבחין בקשר השיטתי בין סדר זה לבין התכונות הפיזיקוכימיות של היסודות. הוא כתב שברצף כזה חוזרים על מאפיינים של יסודות, שהמשקולות השקולות (מסה) שלהם נבדלות ב-7 יחידות, או בערך שהוא כפולה של 7, כלומר כאילו האלמנט השמיני בסדר חוזר על המאפיינים. מהראשון, כמו במוזיקה התו השמיני חוזר ראשון. ניולנדס ניסתה להעניק לתלות הזו, שמתרחשת למעשה ליסודות קלים, אופי אוניברסלי. בטבלה שלו, אלמנטים דומים היו ממוקמים בשורות אופקיות, אך באותה שורה היו לרוב אלמנטים שונים לחלוטין במאפיינים. בנוסף, נאלץ ניולנדס למקם שני אלמנטים בתאים מסוימים; לבסוף, השולחן לא הכיל מושבים ריקים; כתוצאה מכך, חוק האוקטבות התקבל בספקנות קיצונית.

שולחנות אודלינג ומאיר

ביטויים של החוק המחזורי ביחס לאנרגיית זיקת האלקטרונים

המחזוריות של אנרגיות זיקת האלקטרונים של אטומים מוסברת, באופן טבעי, על ידי אותם גורמים שכבר צוינו כאשר דנו בפוטנציאל יינון (ראה הגדרה של אנרגיית זיקה אלקטרונית).

יש להם את הזיקה האלקטרונית הגבוהה ביותר ע-אלמנטים של קבוצה VII. הזיקה האלקטרונית הנמוכה ביותר היא לאטומים בעלי התצורה s² ( , , ) ו- s²p 6 ( , ) או עם חצי מלא ע-אורביטלים ( , , ):

ביטויים של החוק התקופתי לגבי אלקטרושליליות

באופן קפדני, לא ניתן להקצות לאלמנט אלקטרושליליות קבועה. האלקטרושליליות של אטום תלויה בגורמים רבים, בפרט במצב הערכיות של האטום, מצב החמצון הפורמלי, מספר הקואורדינציה, אופי הליגנדים המרכיבים את סביבת האטום במערכת המולקולרית ועוד כמה אחרים. לאחרונה, מה שנקרא אלקטרושליליות מסלולית משמש יותר ויותר לאפיון אלקטרושליליות, בהתאם לסוג המסלול האטומי המעורב ביצירת הקשר ובאוכלוסיית האלקטרונים שלו, כלומר האם המסלול האטומי תפוס על ידי זוג אלקטרונים בודד, תפוס יחיד על ידי אלקטרון לא מזווג, או פנוי. אבל, למרות הקשיים הידועים בפירוש והגדרת אלקטרושליליות, היא תמיד נשארת הכרחית לתיאור ותחזית איכותית של אופי הקשרים במערכת מולקולרית, כולל אנרגיית קישור, פיזור מטען אלקטרוני ודרגת יוניות, קבוע כוח וכו'.

המחזוריות של האלקטרושליליות האטומית היא מרכיב חשוב בחוק המחזורי וניתן להסביר אותה בקלות על סמך התלות הבלתי ניתנת לשינוי, אם כי לא לגמרי חד משמעית, של ערכי האלקטרושליליות בערכים המקבילים של אנרגיות יינון וזיקות אלקטרונים.

בתקופות יש נטייה כללית לעלייה באלקטרושליליות ובתתי קבוצות יש ירידה. האלקטרושליליות הנמוכה ביותר היא עבור יסודות s של קבוצה I, הגבוהה ביותר עבור יסודות p של קבוצה VII.

ביטויים של החוק המחזורי ביחס לרדיוסים אטומיים ויונים

אורז. 4 תלות רדיוסי המסלול של האטומים במספר האטומי של היסוד.

האופי התקופתי של שינויים בגדלים של אטומים ויונים ידוע כבר זמן רב. הקושי כאן הוא שבגלל אופי הגל של תנועה אלקטרונית, לאטומים אין גדלים מוגדרים בהחלט. מכיוון שלא ניתן לקבוע באופן ישיר את הגדלים המוחלטים (רדיוס) של אטומים מבודדים, ב במקרה הזהלעתים קרובות נעשה שימוש במשמעויות האמפיריות שלהם. הם מתקבלים ממרחקים פנימיים גרעיניים שנמדדו בגבישים ובמולקולות חופשיות, מחלקים כל מרחק בין גרעיני לשני חלקים ומשווים אחד מהם לרדיוס של האטום הראשון (משניים המחוברים בקשר כימי מתאים), והשני לרדיוס של האטום השני. הפרדה זו לוקחת בחשבון גורמים שונים, לרבות אופי הקשר הכימי, מצב החמצון של שני האטומים הקשורים, אופי התיאום של כל אחד מהם וכו'. בדרך זו מתקבלים הרדיוסים המתכתיים, הקוולנטיים, היוניים והוואן-דר-ואלס כביכול. יש להתייחס לרדיוסי ואן דר ואלס כרדיוסים של אטומים לא קשורים; הם נמצאים על ידי מרחקים פנימיים במוצקים או נוזלים שבהם האטומים נמצאים בסמיכות זה לזה (לדוגמה, אטומים בארגון מוצק או אטומים משתי מולקולות N 2 סמוכות בחנקן מוצק) אך אינם מחוברים בקשר כימי כלשהו.

אבל, כמובן, התיאור הטוב ביותר של הגודל האפקטיבי של אטום מבודד הוא המיקום המחושב תיאורטית (המרחק מהגרעין) של המקסימום העיקרי של צפיפות המטען של האלקטרונים החיצוניים שלו. זהו מה שנקרא רדיוס המסלול של האטום. המחזוריות בשינוי הערכים של רדיוסים אטומיים מסלוליים בהתאם למספר האטומי של היסוד באה לידי ביטוי די בבירור (ראה איור 4), והנקודות העיקריות כאן הן נוכחות של מקסימום בולט מאוד המקביל לאטומי אלקלי. מתכות, ואותם המינימום המקבילים לגזים אצילים. הירידה בערכי הרדיוסים האטומיים המסלוליים במהלך המעבר ממתכת אלקלית לגז האציל המקביל (הקרוב ביותר) היא, למעט סדרת -, לא מונוטונית בטבעה, במיוחד כאשר משפחות של יסודות מעבר (מתכות) ) ולנטאנידים או אקטינידים מופיעים בין המתכת האלקלית לגז האציל. לאורך תקופות ארוכות במשפחות ד-ו ו-אלמנטים, נצפתה ירידה פחות חדה ברדיוסים, שכן מילוי האורביטלים באלקטרונים מתרחש בשכבה הקדם-חיצונית. בתת-קבוצות של יסודות, רדיוסים של אטומים ויונים מאותו סוג גדלים בדרך כלל.

ביטויים של החוק המחזורי ביחס לאנרגיית האטומיזציה

יש להדגיש שמצב החמצון של יסוד, בהיותו מאפיין פורמלי, אינו מספק מושג לא על המטענים היעילים של האטומים של יסוד זה בתרכובת או על ערכיות האטומים, למרות שמצב החמצון הוא המכונה לעתים קרובות ערכיות רשמית. אלמנטים רבים מסוגלים להציג לא אחד, אלא כמה מצבי חמצון שונים. לדוגמה, עבור כלור כל מצבי החמצון ידועים מ-1 עד +7, אם כי הזוגות הם מאוד לא יציבים, ולמנגן - מ +2 עד +7. הערכים הגבוהים ביותר של מצב החמצון משתנים מעת לעת בהתאם למספר האטומי של היסוד, אך המחזוריות הזו מורכבת. במקרה הפשוט ביותר, בסדרת היסודות ממתכת אלקלית לגז אצילי, מצב החמצון הגבוה ביותר עולה מ-+1 (F) ל-+8 (O4). במקרים אחרים, מצב החמצון הגבוה ביותר של הגז האציל הוא פחות (+4 F 4) מאשר עבור ההלוגן הקודם (+7 O 4 -). לכן, על עקומת התלות התקופתית של מצב החמצון הגבוה ביותר במספר האטומי של יסוד, המקסימום נופל על הגז האציל או על ההלוגן שקדם לו (המינימום תמיד על המתכת האלקלית). היוצא מן הכלל הוא הסדרה -, שבה מצבי חמצון גבוהים אינם ידועים בדרך כלל לא להלוגן () ולא לגז האציל (), ולחבר האמצעי בסדרה, חנקן, יש את הערך הגבוה ביותר של מצב החמצון הגבוה ביותר; לכן, בסדרה - מסתבר שהשינוי במצב החמצון הגבוה ביותר עובר דרך מקסימום. ככלל, העלייה במצב החמצון הגבוה ביותר בסדרת היסודות ממתכת אלקלית להלוגן או לגז אציל אינה מתרחשת באופן מונוטוני, בעיקר בשל ביטוי של מצבי חמצון גבוהים על ידי מתכות מעבר. לדוגמה, העלייה במצב החמצון הגבוה ביותר בסדרה - מ-+1 ל-+8 "מסובכת" בשל העובדה שמצבי חמצון גבוהים כמו +6 (O 3), +7 (2 O 7), + הם ידוע במוליבדן, טכנציום ורוטניום 8(O4).

ביטויים של החוק התקופתי ביחס לפוטנציאל החמצון

אחד המאפיינים החשובים ביותר של חומר פשוט הוא פוטנציאל החמצון שלו, המשקף את היכולת הבסיסית של חומר פשוט ליצור אינטראקציה עם תמיסות מימיות, כמו גם את תכונות החיזור שהוא מפגין. גם השינוי בפוטנציאל החמצון של חומרים פשוטים בהתאם למספר האטומי של היסוד הוא תקופתי. אבל יש לזכור שפוטנציאל החמצון של חומר פשוט מושפע מגורמים שונים, שלעיתים צריך לקחת בחשבון בנפרד. לכן, יש לפרש בזהירות רבה את המחזוריות בשינויים בפוטנציאל החמצון.

/Na+(aq)	/Mg 2+ (aq)	/Al 3+ (aq)
2.71V	2.37V	1.66V
/K + (aq)	/Ca 2+ (aq)	/Sc 3+ (aq)
2.93V	2.87V	2.08V

אפשר לזהות כמה רצפים ספציפיים בשינויים בפוטנציאל החמצון של חומרים פשוטים. בפרט, בסדרת המתכות, במהלך המעבר מבסיס אלקלי ליסודות הבאים אחריהם, מתרחשת ירידה בפוטנציאל החמצון (+ (aq) וכו' - קטיון hydrated):

זה מוסבר בקלות על ידי עלייה באנרגיית היינון של אטומים עם עלייה במספר האלקטרונים הערכיים שהוסרו. לכן, על עקומת התלות של פוטנציאל החמצון של חומרים פשוטים במספר האטומי של היסוד, יש מקסימום המקביל למתכות אלקליות. אבל זו לא הסיבה היחידה לשינויים בפוטנציאל החמצון של חומרים פשוטים.

מחזוריות פנימית ומשנית

ס- וגם ר-אלמנטים

המגמות הכלליות באופי השינויים בערכי אנרגיית היינון של אטומים, אנרגיית זיקה אלקטרונית של אטומים, אלקטרושליליות, רדיוסים אטומיים ויונים, אנרגיית האטומיזציה של חומרים פשוטים, מצב חמצון, פוטנציאל חמצון של חומרים פשוטים בהתאם לאטומי. מספר האלמנט נדון לעיל. עם מחקר מעמיק יותר של מגמות אלו, ניתן לגלות שהדפוסים בשינויים בתכונות של יסודות בתקופות ובקבוצות מורכבים הרבה יותר. באופי השינויים בתכונות היסודות לאורך תקופה באה לידי ביטוי מחזוריות פנימית, ובקבוצה - מחזוריות משנית (שנתגלה על ידי E.V. Biron ב-1915).

כך, כאשר עוברים מרכיב s של קבוצה I ל רלאלמנט מקבוצה VIII יש מקסימום ומינימום פנימיים על עקומת אנרגיית היינון האטומית ועקומת השינויים ברדיוסים שלהם (ראה איור 1, 2, 4).

זה מצביע על האופי התקופתי הפנימי של השינוי בנכסים אלה לאורך התקופה. ניתן לתת הסבר על הדפוסים המצוינים באמצעות הרעיון של מיגון הליבה.

השפעת המיגון של הגרעין נובעת מאלקטרונים של השכבות הפנימיות, שבאמצעות סיכוך הגרעין מחלישים את המשיכה של האלקטרון החיצוני אליו. לפיכך, כאשר עוברים מבריליום 4 לבור 5, למרות העלייה במטען הגרעיני, אנרגיית היינון של האטומים פוחתת:

אורז. 5 סכימת המבנה של הרמות האחרונות של בריליום, 9.32 eV (שמאל) ובורון, 8.29 eV (ימין)

זה מוסבר על ידי העובדה כי משיכה לגרעין 2 עמ'-אלקטרון של אטום הבור נחלש עקב אפקט ההקרנה 2 שניות-אלקטרונים.

ברור שסיכוך הליבה גדל עם מספר גדל והולך של שכבות אלקטרוניות פנימיות. לכן, בתתי קבוצות ס- וגם ר-יסודות יש נטייה להפחית את אנרגיית היינון של אטומים (ראה איור 1).

הירידה באנרגיית היינון מחנקן 7 N לחמצן 8 O (ראה איור 1) מוסברת על ידי דחייה הדדית של שני אלקטרונים מאותו מסלול:

אורז. 6 סכימת המבנה של הרמות האחרונות של חנקן, 14.53 eV (שמאל) וחמצן, 13.62 eV (ימין)

השפעת ההקרנה ודחייה הדדית של אלקטרונים ממסלול אחד מסבירה גם את האופי התקופתי הפנימי של השינוי ברדיוסים האטומיים לאורך התקופה (ראה איור 4).

אורז. 7 תלות מחזורית משנית של רדיוסים של אטומים של אורביטלים p חיצוניים במספר האטומי

אורז. 8 תלות תקופתית משנית של אנרגיית היינון הראשונה של אטומים במספר האטומי

אורז. 9 התפלגות רדיאלית של צפיפות האלקטרונים באטום הנתרן

בטבעם של שינויים בנכסים ס- וגם ר-אלמנטים בתת הקבוצות, מחזוריות משנית נצפית בבירור (איור 7). כדי להסביר זאת, נעשה שימוש ברעיון של חדירת אלקטרונים לגרעין. כפי שמוצג באיור 9, אלקטרון של מסלול כלשהו נשאר באזור קרוב לגרעין למשך זמן מסוים. במילים אחרות, אלקטרונים חיצוניים חודרים לגרעין דרך שכבות של אלקטרונים פנימיים. כפי שניתן לראות מאיור 9, חיצוני 3 ס-לאלקטרון של אטום הנתרן יש סבירות משמעותית מאוד להיות ממוקם ליד הגרעין באזור הפנימי ל- וגם ל-שכבות אלקטרוניות.

ריכוז צפיפות האלקטרונים (מידת חדירת האלקטרונים) באותו מספר קוונטי עיקרי הוא הגדול ביותר עבור ס-אלקטרון, פחות - עבור ר-אלקטרון, אפילו פחות - עבור ד-אלקטרון וכו' לדוגמה, עם n = 3, מידת החדירה יורדת ברצף 3 ס>3ע>3ד(ראה איור 10).

אורז. 10 התפלגות רדיאלית של ההסתברות למצוא אלקטרון (צפיפות אלקטרונים) במרחק רמהליבה

ברור שאפקט החדירה מגביר את חוזק הקשר בין האלקטרונים החיצוניים לגרעין. עקב חדירה עמוקה יותר ס-אלקטרונים מגנים על הגרעין במידה רבה יותר מאשר ר-אלקטרונים, והאחרונים חזקים יותר מ ד-אלקטרונים וכו'.

באמצעות הרעיון של חדירת אלקטרונים לגרעין, הבה נבחן את אופי השינוי ברדיוס של אטומים של יסודות בתת-קבוצת הפחמן. בסדרה - - - - ישנה נטייה כללית לרדיוס האטומי להגדיל (ראה איור 4, 7). עם זאת, עלייה זו אינה מונוטונית. כאשר עוברים מ-Si ל-Ge, חיצוני ר-אלקטרונים חודרים דרך מסך של עשרה 3 ד-אלקטרונים ובכך לחזק את הקשר עם הגרעין ולדחוס את מעטפת האלקטרונים של האטום. הפחתת גודל 6 ע-אורביטלים של Pb לעומת 5 ר-Sn האורביטלי נובע מחדירה 6 ע-אלקטרונים מתחת למסך כפול עשרה 5 ד-אלקטרונים וארבעה עשר 4 ו-אלקטרונים. זה גם מסביר את אי-המונוטוניות בשינוי באנרגיית היינון של אטומים בסדרת C-Pb ואת ערכה הגדול יותר עבור Pb בהשוואה לאטום Sn (ראה איור 1).

ד-אלמנטים

בשכבה החיצונית של האטומים ד-יסודות (למעט ) ישנם 1-2 אלקטרונים ( ns-מדינה). האלקטרונים הערכיים הנותרים נמצאים ב-(n-1) ד-מצב, כלומר בשכבה הקדם-חיצונית.

מבנה זה של הקליפות האלקטרוניות של האטומים קובע כמה תכונות כלליות ד-אלמנטים. לפיכך, האטומים שלהם מאופיינים בערכים נמוכים יחסית של אנרגיית היינון הראשונה. כפי שניתן לראות באיור 1, אופי השינוי באנרגיית היינון של אטומים לאורך התקופה בסדרה ד-אלמנטים חלקים יותר מאשר בשורה ס- וגם ע-אלמנטים. כאשר עוברים מ ד-אלמנט של קבוצה III ל ד-עבור אלמנט מקבוצה II, ערכי אנרגיית היינון משתנים באופן לא מונוטוני. לפיכך, בחתך העקומה (איור 1) נראים שני אזורים, המתאימים לאנרגיית היינון של אטומים שבהם ד-אורביטלים של אלקטרונים אחד ושני. מילוי 3 ד-אורביטלים עם אלקטרון אחד בכל קצה ב (3d 5 4s 2), המסומן על ידי עלייה קלה ביציבות היחסית של תצורת 4s 2 עקב חדירת 4s 2 אלקטרונים מתחת למסך של תצורת 3d 5. הערך הגבוה ביותר של אנרגיית היינון הוא (3d 10 4s 2), אשר בהתאם להשלמתו המלאה של ד-שכבת משנה וייצוב זוג האלקטרונים עקב חדירה מתחת למסך 3 ד 10 - תצורות.

בתתי קבוצות ד-יסודות, ערכי אנרגיית היינון של אטומים בדרך כלל עולים. ניתן להסביר זאת על ידי ההשפעה של חדירת אלקטרונים לגרעין. אז אם אתה ד-אלמנטים של התקופה הרביעית חיצונית 4 ס-אלקטרונים חודרים מתחת למסך 3 ד-אלקטרונים, אז לאלמנטים של התקופה השישית יש 6 חיצוניים ס-אלקטרונים כבר חודרים מתחת למסך הכפול 5 ד- ו-4 ו-אלקטרונים. לדוגמה:

22 Ti…3d 2 4s 2	I = 6.82 eV
40 Zr …3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2	I = 6.84 eV
72 Hf… 4d 10 4f 14 5s 2 5p 6 5d 2 6s 2	I = 7.5 eV

לָכֵן ד-אלמנטים של התקופה השישית חיצונית ב ס-אלקטרונים קשורים לגרעין בצורה חזקה יותר, ולכן אנרגיית היינון של אטומים גדולה מזו של ד-אלמנטים של התקופה הרביעית.

גדלים אטומיים ד-יסודות הם ביניים בין גדלים אטומיים ס- וגם ע-אלמנטים של תקופה נתונה. השינוי ברדיוסים של האטומים שלהם לאורך התקופה חלק יותר מאשר עבור ס- וגם ע-אלמנטים.

בתתי קבוצות ד-יסודות, הרדיוסים האטומיים בדרך כלל גדלים. חשוב לשים לב לתכונה הבאה: עלייה ברדיוסים האטומיים והיוניים בתתי קבוצות ד-אלמנטים מתאימים בעיקר למעבר מהיסוד של התקופה ה-4 ליסוד התקופה ה-5. הרדיוסים התואמים של האטומים ד-האלמנטים של התקופה החמישית והשישית של תת-קבוצה זו זהים בערך. זה מוסבר על ידי העובדה שהגידול ברדיוסים עקב עלייה במספר השכבות האלקטרוניות במהלך המעבר מהתקופה ה-5 ל-6. ו-דחיסה הנגרמת על ידי מילוי באלקטרונים 4 ו-תַת שִׁכבָה ו-אלמנטים של התקופה השישית. במקרה הזה ו- דחיסה נקראת לנתניד. עם תצורות אלקטרוניות דומות של השכבות החיצוניות ובערך באותם גדלים של אטומים ויונים עבור ד-אלמנטים מהתקופות ה-5 וה-6 של תת-קבוצה זו מאופיינים בדמיון מיוחד של מאפיינים.

האלמנטים של תת-קבוצת הסקנדיום אינם מצייתים לדפוסים המצוינים. תת-קבוצה זו מאופיינת בדפוסים האופייניים לתת-קבוצות שכנות ס-אלמנטים.

החוק המחזורי הוא הבסיס לסיסטמטיקה כימית

ראה גם

הערות

סִפְרוּת

1. אחמטוב נ.ס.סוגיות נוכחיות במהלך הכימיה האנאורגנית. - מ.: חינוך, 1991. - 224 עמ' - ISBN 5-09-002630-0
2. קורולקוב ד.ו.יסודות הכימיה האנאורגנית. - מ.: חינוך, 1982. - 271 עמ'.
3. מנדלייב ד.י.יסודות הכימיה, כרך 2. M.: Goskhimizdat, 1947. 389 עמ'.
4. מנדלייב D.I.// מילון אנציקלופדי של ברוקהאוז ואפרון: ב-86 כרכים (82 כרכים ו-4 נוספים). - סנט פטרסבורג. , 1890-1907.

החוק התקופתי נוסח על ידי D.I. מנדלייב בשנת \(1869\). בשלב זה, \(63\) יסודות כימיים היו ידועים. מנדלייב בחר כמאפיין העיקרי של יסודות מסה אטומית יחסית . הוא גם לקח בחשבון את ההרכב, התכונות הפיזיקליות והכימיות של חומרים פשוטים ומורכבים שנוצרו על ידי היסוד.

על ידי סידור כל היסודות הכימיים הידועים לפי סדר המסה האטומית הגדלה, גילה מנדלייב שתכונות חוזרות על עצמן דרך מספר מסוים של יסודות.

הבה נחזור על מעשיו של מנדלייב, תוך התחשבות בעובדה שגזים אצילים טרם היו ידועים בתקופתו. נסדר את היסודות לפי סדר המסה האטומית הגדלה (קו שני בטבלה), נציין תכונות מתכתיות ולא מתכתיות, נוסחאות ותכונות של תחמוצות והידרוקסידים גבוהים יותר, וכן נוסחאות של תרכובות מימן גזיות.

אם תנתחו בקפידה את הרצפים שהושגו, תוכלו לראות את יכולת החזרה של תכונות מתכתיות ולא מתכתיות, הרכב ומאפיינים של התרכובות. שבעה יסודות מהמתכת האלקלית ליתיום בסדרה הם המתכת האלקלית נתרן, ושבעה יסודות מהלוגן הפלואור הוא הלוגן הכלור. דרך שבעה יסודות מופיעות אותן נוסחאות של תחמוצות ותרכובות מימן, שכן ערכי הערכיות בתרכובות עם חמצן ומימן חוזרים על עצמם. אנחנו יכולים ליצור את הנוסחאות הכלליות שלהם.

נוסחאות של תחמוצות גבוהות יותר: R 2 O, RO, R 2 O 3, R O 2, R 2 O 5, R O 3, R 2 O 7.

תרכובות מימן נדיפות (עבור לא מתכות): RH 4, RH 3, RH 2, RH.

כך הקים מנדלייב תדירות שינויים בנכס עם מסה אטומית עולה. במאמר "דפוסים תקופתיים של יסודות כימיים" נתן D.I. מנדלייב את הניסוח הבא של החוק התקופתי:

"תכונות היסודות, ולכן התכונות של הגופים הפשוטים והמורכבים שהם יוצרים, תלויות מעת לעת במשקל האטומי."

בתרגום לשפה מדעית מודרנית זה נשמע כך:

"התכונות של חומרים פשוטים, כמו גם הרכב ותכונות של תרכובות של יסודות, תלויים מעת לעת במסה האטומית היחסית."

מנדלייב חילק את כל האלמנטים ל תקופות.

פרק זמן- סדרה של יסודות המסודרים לפי סדר המסה האטומית היחסית הולכת וגדלה, המתחילה במתכת אלקלית ומסתיימת בהלוגן ובגז אינרטי.

במשך התקופה:

• המאפיינים המתכתיים של חומרים פשוטים נחלשים בהדרגה ואלה שאינם מתכתיים משופרים;
• הערכיות הגבוהה ביותר של יסודות לחמצן עולה מ-I (עבור מתכות אלקליות) ל-VII (עבור הלוגנים);
• הערכיות של יסודות לא מתכתיים בתרכובות מימן נדיפות יורדת מ-IV ל-I (עבור הלוגנים);
• התכונות של תחמוצות גבוהות יותר והידרוקסידים משתנות בהדרגה מבסיסי דרך אמפוטרי לחומצי.

החוק התקופתי פותח עוד לאחר שפיסיקאים חקרו את מבנה האטום. התברר שהמאפיין העיקרי של יסוד כימי אינו המסה האטומית היחסית, אלא המטען של גרעין האטום. הניסוח המודרני של החוק התקופתי שונה מעט:

"התכונות של יסודות כימיים ותרכובותיהם תלויות מעת לעת במטענים של גרעיני אטום."

החוק המחזורי של יסודות כימיים הוא חוק יסוד של הטבע הקובע את מחזוריות השינויים בתכונותיהם של יסודות כימיים ככל שמטענים של גרעיני האטומים שלהם גדלים. תאריך גילוי החוק נחשב ל-1 במרץ (17 בפברואר, בסגנון ישן) 1869, כאשר ד.י. מנדלייב השלים את הפיתוח של "החוויה של מערכת יסודות המבוססת על משקלם האטומי והדמיון הכימי שלהם". המדען השתמש לראשונה במונח "חוק תקופתי" ("חוק המחזוריות") בסוף 1870. לפי מנדלייב, "שלושה סוגי נתונים" תרמו לגילוי החוק התקופתי. ראשית, נוכחותם של מספר גדול מספיק של אלמנטים ידועים (63); שנית, ידע מספק בתכונותיהם של רובם; שלישית, העובדה שהמשקלים האטומיים של יסודות רבים נקבעו בדיוק טוב, שבזכותם ניתן היה לסדר יסודות כימיים בסדרה טבעית לפי הגידול במשקל האטומי שלהם. מנדלייב ראה שהתנאי המכריע לגילוי החוק הוא השוואה בין כל היסודות לפי משקלם האטומי (בעבר הושוו רק יסודות דומים מבחינה כימית).

הניסוח הקלאסי של החוק התקופתי, שניתן על ידי מנדלייב ביולי 1871, קבע: "תכונות היסודות, ולכן התכונות של הגופים הפשוטים והמורכבים שהם יוצרים, תלויות מעת לעת במשקל האטומי שלהם." ניסוח זה נשאר בתוקף במשך יותר מ-40 שנה, אך החוק התקופתי נותר רק הצהרת עובדות וללא בסיס פיזי. זה התאפשר רק באמצע שנות ה-19, כאשר פותח המודל הפלנטרי הגרעיני של האטום (ראה אטום) ונקבע כי המספר הסידורי של יסוד בטבלה המחזורית שווה מספרית למטען הגרעין שלו. אָטוֹם. כתוצאה מכך, הניסוח הפיזיקלי של החוק המחזורי התאפשר: "תכונות היסודות והחומרים הפשוטים והמורכבים שהם יוצרים תלויים מעת לעת בגודל המטענים של הגרעינים (Z) של האטומים שלהם." זה עדיין בשימוש נרחב היום. ניתן לבטא את מהות החוק המחזורי במילים אחרות: "התצורות של קליפות האלקטרונים החיצוניות של האטומים חוזרות על עצמן מעת לעת ככל ש-Z עולה"; זהו סוג של ניסוח "אלקטרוני" של החוק.

מאפיין מהותי של החוק המחזורי הוא שבניגוד לכמה חוקי טבע יסודיים אחרים (לדוגמה, חוק הכבידה האוניברסלית או חוק השקילות של מסה ואנרגיה), אין לו ביטוי כמותי, כלומר, אין לו ביטוי כמותי. להיכתב בצורה של כל נוסחה או משוואה מתמטית. בינתיים, מנדלייב עצמו ומדענים אחרים ניסו לחפש ביטוי מתמטי לחוק. בצורה של נוסחאות ומשוואות, דפוסים שונים של בניית תצורות אלקטרוניות של אטומים ניתנות לביטוי כמותי בהתאם לערכי המספרים הקוונטיים העיקריים והאורביטליים. באשר לחוק המחזורי, יש לו השתקפות גרפית ברורה בצורה של מערכת מחזורית של יסודות כימיים, המיוצגת בעיקר על ידי סוגים שונים של טבלאות (ראה תוספת).

החוק המחזורי הוא חוק אוניברסלי עבור היקום כולו, המתבטא בכל מקום בו קיימים מבנים חומריים מסוג אטומי. עם זאת, לא רק תצורות האטומים משתנות מעת לעת ככל ש-Z עולה. התברר שגם המבנה והתכונות של גרעיני האטום משתנים מעת לעת, אם כי עצם השינוי התקופתי כאן הוא הרבה יותר מסובך מאשר במקרה של אטומים: בגרעינים יש היווצרות קבועה של קונכיות פרוטונים וניוטרונים. גרעינים שבהם מלאים קליפות אלו (הם מכילים 2, 8, 20, 50, 82, 126 פרוטונים או נויטרונים) נקראים "קסם" ונחשבים כמעין גבולות של תקופות המערכת המחזורית של גרעיני אטום.

מבוא

פנזה

מבוא

1. החוק המחזורי של D. I. Mendeleev.

2. מבנה הטבלה המחזורית.

3. משפחות של יסודות.

4. גדלים של אטומים ויונים.

5. אנרגיית יינון היא מדד כמותי לתכונות המפחיתות של אטומים.

6. זיקת אלקטרונים היא מדד כמותי לתכונות החמצון של אטום.

7. אלקטרוניות שליליות של אטום היא מדד כמותי לתכונות החיזור של יסוד.

סיכום.

סִפְרוּת:

1. Korovin N.V. כימיה כללית. ספר לימוד. – מ.: בית ספר גבוה, 1998. – עמ'. 27 - 34.

תמיכה חינוכית וחומרית:

1. מקרן מולטימדיה.

2. גרסאות קצרות ותקופות ארוכות של טבלאות של המערכת המחזורית D.I. מנדלייב.

3. טבלת האלקטרושליליות של יסודות לפי פאולינג.

מטרת השיעור:

לָדַעַת: 1. חוק תקופתי D.I. מנדלייב (ניסוח של D.I. מנדלייב וניסוח מודרני). מבנה הטבלה המחזורית. מספר סידורי של האלמנט, נקודה, קבוצה, תת-קבוצה. S -, p-, d-, f - תכונות אלקטרוניות של יסודות.

2.רדיוסים אטומיים, אנרגיית יינון וזיקת ​​אלקטרונים, אלקטרושליליות של יסודות, שינויים שלהם לפי תקופות וקבוצות.

הנחיות ארגוניות ומתודולוגיות:

1.בדוק את זמינות המתאמנים ומוכנותם לשיעורים, בטל ליקויים.

2. הכריזו על נושא ומטרת השיעור, סוגיות חינוכיות, ספרות.

3. נמק את הצורך ללמוד נושא זה.

4. שקול שאלות חינוכיות באמצעות מסגרות מצגות וטבלאות של הטבלה המחזורית.

5.לכל שאלה חינוכית ובסוף השיעור, סכמו.

6.בסוף השיעור, תנו משימת לימוד עצמי.

חוק הטבע היסודי והבסיס התיאורטי של הכימיה הוא החוק התקופתי, שהתגלה על ידי D.I. מנדלייב ב-1969 על בסיס ידע מעמיק בתחום הכימיה ואינטואיציה מבריקה. מאוחר יותר קיבל החוק פרשנות תיאורטית המבוססת על מודלים של מבנה אטומי.

הגרסה הראשונה של החוק התקופתי הוצעה על ידי מנדלייב ב-1869, ולבסוף נוסחה ב-1871.

ניסוח החוק התקופתי מאת ד.י. מנדלייב:

התכונות של גופים פשוטים, כמו גם הצורות והתכונות של תרכובות של יסודות, תלויות מעת לעת במשקל האטומי של היסודות.

בשנת 1914, מוסלי, שחקר את ספקטרום קרני הרנטגן של האטומים, הגיע למסקנה שהמספר האטומי של יסוד ב-PS עולה בקנה אחד עם המטען של גרעין האטום שלו.

ניסוח מודרני של החוק התקופתי

תכונות היסודות והחומרים הפשוטים והמורכבים שהם יוצרים תלויים מעת לעת במטען של גרעין האטומים של היסודות.

המשמעות הפיזית של החוק התקופתי(הקשר שלו עם מבנה האטום):

המבנה והתכונות של יסודות ותרכובותיהם תלויים מעת לעת במטען של גרעין האטום ונקבעים על ידי חזרה מעת לעת על תצורות דומות של האטומים שלהם.

חוק תקופתי- החוק הבסיסי של הכימיה - התגלה ב 1869 שָׁנָה DI. מנדלייב.באותו זמן, האטום עדיין נחשב בלתי ניתן לחלוקה ולא היה ידוע דבר על המבנה הפנימי שלו.

מסות אטומיות(לאחר מכן - משקלים אטומיים) והתכונות הכימיות של היסודות שימשו כבסיס חוק תקופתי D.I. מנדלייב. DI. מנדלייב, מסדר את 63 היסודות הידועים באותה תקופה בסדר הולך וגדל של המסות האטומיות שלהם, השיג סדרה טבעית (טבעית) של יסודות כימיים,שם הוא ציין את החזרה התקופתית של תכונות כימיות. לדוגמה, לא מתכת טיפוסית פלואור Fחוזר על עצמו באלמנטים כלור Cl, ברום Br, יוד I,תכונות של מתכת טיפוסית ליתיום לי -באלמנטים נתרן Naו אשלגן קוכו '

עבור אלמנטים מסוימים D.I. מנדלייב לא גילה אנלוגים כימיים (ב אלומיניום אלו סיליקון סי,למשל), בהתחשב בכך שבאותו זמן עדיין לא היו ידועים אנלוגים כאלה. בטבלה הם נועדו חללים ריקים,אבל מבוסס על חזרה תקופתיתהמדען חזה את התכונות הכימיות שלהם). לאחר גילוי המרכיבים המקבילים של התחזית על ידי D.I. מנדלייב אושרו לחלוטין (אנלוגי של אלומיניום - גליום גא,אנלוגי של סיליקון - גרמניום Ge).

החוק המחזורי כפי שנוסח על ידי D.I. מנדלייב מוצג כדלקמן: המאפיינים של גופים פשוטים, כמו גם הצורות והתכונות של תרכובות של יסודות, תלויים מעת לעת במשקל האטומי של יסודות.

ניסוח מודרני של החוק התקופתי מאת D.I. מנדלייב נשמע כך: המאפיינים של היסודות תלויים מעת לעת במספר הסידורי.

חוק תקופתי D.I. מנדלייב הפך לבסיס ליצירת מדענים הטבלה המחזורית של יסודות כימיים. היא מוצגת 7 תקופות ו 8 בקבוצות.

תקופותנקראות שורות אופקיות של הטבלה, המחולקות לקטנות ולגדולות. 2 יסודות (תקופה 1) או 8 יסודות (תקופה 2, 3) נמצאים בתקופות קטנות, ובתקופות גדולות יש 18 יסודות (תקופה 4, 5) או 32 יסודות (תקופה 6), התקופה ה-7 נותרה לא גמורה. כל תקופה מתחיל במתכת טיפוסיתמ מסתיים בגז טיפוסי שאינו מתכת ואציל.

בקבוצותאלמנטים נקראים עמודות אנכיות. כל קבוצה מיוצגת על ידי שתי תת קבוצות - רָאשִׁיו צַד. תת-קבוצה היא קבוצה של יסודות שהם אנלוגים כימיים שלמים; לעתים קרובות לאלמנטים של תת-קבוצה יש את מצב החמצון הגבוה ביותר המתאים למספר הקבוצה. לדוגמה, מצב החמצון הגבוה ביותר (+ II) מתאים ליסודות של תת-הקבוצה בריליוםו אָבָץ(תת-קבוצות עיקריות ומשניות של קבוצה II), והמרכיבים של תת-הקבוצה חַנקָןו ונדיום(קבוצת V) תואמת את מצב החמצון הגבוה ביותר (+V).

התכונות הכימיות של יסודות בתת הקבוצות העיקריות יכולות להשתנות בין לא מתכתי למתכתי (בתת הקבוצה הראשית של קבוצה V, חנקן הוא לא מתכת, וביסמוט הוא מתכת) - בטווח רחב. המאפיינים של אלמנטים בתת-קבוצות צדדיות משתנות, אבל לא בצורה כל כך דרמטית; לדוגמה, אלמנטים של הקבוצה המשנית של קבוצה IV - זירקוניום, טיטניום, חפניום- דומים מאוד במאפיינים שלהם (במיוחד זירקוניוםו הפניום).

בטבלה המחזורית בקבוצה I (לי - ו'), II (Mg – Ra)ו-III (ב, Tl)מתכות טיפוסיות ממוקמות. לא מתכות ממוקמות בקבוצות VII (שמן), VI (O–Te),V (N-As), IV (C, Si)ו-III (ב).כמה מרכיבים של הקבוצות העיקריות ( Be, Al, Ge, Sb, Po), כמו גם אלמנטים רבים של קבוצות צד יכולים להפגין תכונות מתכתיות ולא מתכתיות כאחד. תופעה זו נקראת אמפוטריות.

עבור כמה קבוצות עיקריות, משתמשים בקבוצות שמות חדשים: VIII (He – Rn) – גזים אצילים, VII (F – At) – הלוגנים, IV (O – Ro) – כולקוגנים, II (Ca - Ra) - מתכות אלקליות, אני (לי - ו') - מתכות אלקליות.

צורת הטבלה המחזורית שהוצעה על ידי D.I. מנדלייב, נקרא בשם תקופה קצרה, או קלַאסִי. בכימיה מודרנית, צורה אחרת משמשת יותר ויותר - תקופה ארוכה, שבה כל התקופות - קטנות וגדולות - מתארכות בשורות ארוכות, החל ממתכת אלקלית וכלה בגז אצילי.

חוק תקופתי D.I. מנדלייב והטבלה המחזורית של היסודות D.I. מנדלייב הפך לבסיס של הכימיה המודרנית.

באתר, בעת העתקת חומר במלואו או בחלקו, נדרש קישור למקור.