Kes avas perioodilise õiguse ja loonud pshe. Rühmad ja perioodilised perioodilised perioodilised perioodilised

Lehekülg 1.

Järgmise perioodilise õiguse kaasaegne sõnastamine: elementide omadused, samuti nende ühendite omadused ja vormid on perioodilises sõltuvuses elementide aatomite tuumaenergiatasudest.

Perioodilise õiguse kaasaegne sõnastamine D. I. Mendeleev on: keemiliste elementide omadused, samuti elementide vormid ja omadused ühendid on perioodilises sõltuvuses aatomi nuklei laadiväärtusest. See põhineb ainult uutel andmetel, mis annavad seadusele ja süsteemi teaduslikule kehtivale ja kinnitada nende õigsuse.

Perioodiliste seaduste kaasaegne sõnastamine: lihtsate ainete omadused ja elementide omadused ühendid aitavad perioodilises sõltuvuses elemendi nukleuse (aatomi) laadimisest.

Perioodilise õiguse kaasaegne sõnastus D. I. Mendeleev on: keemiliste elementide omadused, samuti elementide ühendite vormid ja omadused on perioodilises sõltuvuses aatomi nuklei eest. See põhineb ainult uutel andmetel, mis annavad seadusele ja süsteemi teaduslikule kehtivale ja kinnitada nende õigsuse.

Perioodilise õiguse kaasaegne koostis D. I. Mendeleev on: elementide omadused, samuti elementide ühendite vormid ja omadused asuvad perioodilises sõltuvuses nende aatomite laadimisnukkude suurusest.

Perioodilise õiguse kaasaegne preparaat D. I. Mendeleev on: keemiliste elementide omadused, samuti elementide vormid ja omadused on perioodilises sõltuvuses aatomi, nuclei suurusest. See põhineb ainult uutel andmetel, mis annavad seadusele ja süsteemi teaduslikule kehtivale ja kinnitada nende õigsuse.

Perioodilise õiguse kaasaegne sõnastus erineb endisest ja miks see on täpsem.

See sisaldub perioodilise õiguse kaasaegses sõnastuses D. I. Mendeleeva: elementide omadused on perioodilises sõltuvuses järjestuse numbril.

Miks D. I. Mendeleev'i preparaat ja perioodilise õiguse kaasaegne sõnastamine ei ole üksteisega vastuolus.

Põhineb Moslose ja Rutherfordi ja Chanchiku avastuste põhjal on võimalik pakkuda perioodiliste seaduste kaasaegset sõnastamist di Mendele-EVA: keemiliste elementide ja nende ühendite omadused on perioodilises sõltuvuses positiivsete tasude suurusest nende aatomite tuum.

Korrangulaenu suuruse idee aatomi määramiseks põhines perioodilise õiguse kaasaegse sõnastamise alusel: keemiliste elementide omadused, samuti ühendite vormid ja omadused Nende elementide kohta asuvad perioodilises sõltuvuses nende aatomite nuclei laadiväärtusest.

Me näeme, et sama elemendi aatomid erinevad aatomite suurusel ja seetõttu ei määrata elementide keemilisi omadusi nende aatomi kaal, vaid aatomi tuuma laengu. Seepärast ütleb perioodilise õiguse kaasaegne sõnastus: elementide omadused on perioodilises sõltuvuses nende järjestuse numbritest.

Aatomite struktuuri uuringud näitasid, et aatomi kõige olulisem ja stabiilsem omadus on tuuma positiivne laeng. Seetõttu on perioodilise õiguse kaasaegne sõnastamine D. I. Mendeleev: keemiliste elementide ja nende ühendite omadused on perioodilises sõltuvuses elementide tuumade maksudest.

Väljakujunenud lugu rabamine, et piirkonna geniaalne avastus oli ainult õudusunenägu, tuleb öelda, et paljud teadlased enne Mendeleev tegid keemilise süsteemi loomise katseid. Selle alused panid Saksa teadlased i.v. Debareerija, prantslane A. de Chacourtuto ja mõned teised.

D.i. ise Mendeleev viis läbi uskumatu arvu katseid ja veetis umbes kakskümmend aastat oma elu otsimisel. Nad on moodustatud elementide peamised väärtused ja funktsioonid, samuti nende omadused, kuid teave ei vastanud midagi vähem struktureeritud. Ja kui teise unetu öö pärast otsustas ta paar tundi, väljastas aju, mida Mendeleev otsis aastaid.

Keemiliste keemikute käsutuses on 1869. aastal perioodiline perioodiline perioodiline perioodiline ja ainus 1871. aastal sõnastati seadus ise, mis võimaldas mitte ainult keemiat, vaid ka paljude teiste teaduste jaoks edasi.

Seaduse olemus

Esimest korda tehti Vene teadlane Dmitri Ivanovitš Mendeleev kohutavaks avastamiseks asjaolule, et aatom ei ole ülim, mis on tuum ja pööramine prootoni ümber ja pöörates ka seda, et suurem osa aatomile keskendub oma südamikule. Kõigi looduses olevate elementide ja nende keemiliste ühendite omaduste omaduste muutmise reegel sõltuvalt sellest, kuidas aatomituumade laengu muutmine muutub.

Tuumatasu kasv esineb täpselt tabeli ühest keemilisest elemendist teise naabruses teise keemilise elemendiga. Tasu 1 elementaarne laadimisüksuse kasvab, ja see kajastub tabelis allosas iga element näidatud aatomite arvu. See tähendab, et tuumal asuvate prootonite arv on võrdne arvuliselt selle neutraalse aatomi elektronide kogusega, mis vastab kernelile.

See on välised kestad, mis koosnevad elektronidest, määratakse mis tahes keemiliste elementide omadused. Need kestad võivad muutuda ainult perioodiliselt ja need muudatused sõltuvad otseselt suurenenud või vähenemise vähenemist tuuma enda, mis asub aatomil, ja see on just see, ja mitte aatomi kaalu elementide aluseks perioodilise õiguse .

Miks see on nii oluline

Tänu perioodilisele õigusele oli võimalik ennustada nende või muude keemiliste elementide käitumist erinevates reaktsioonides. Samuti määrati kindlaks, et ei ole veel avatud ühendi teadust. Alles pärast sajandit oli tabel täielikult täidetud.

Samuti nende ainete vormide ja nende vormide vormid ja omadused ja ühendid asuvad perioodilises sõltuvuses nende aatomite tuuma väärtustest

Perioodilise õiguse eripära muu hulgas on see, et tal ei ole matemaatilise võrrandi kujul väljendeid. Perioodiline seadus on universaalne universumi: nagu kuulus vene keemik N. D. Zelinsky, perioodiline seadus oli "avastanud vastastikuse suhte kõigi aatomite universumis." Graafiline (tabel) väljend on MendeleeV poolt välja töötatud keemiliste elementide perioodiline süsteem. Kokku paigutati kokku mitusada võimalust perioodilise süsteemi pildi (analüütilised kõverad, tabelid, geomeetrilised kujundid jne).

Ajalugu

Loodusliku klassifikatsiooni ja keemiliste elementide süstematiseerimise põhialuste otsimine algas juba ammu enne perioodilise õiguse avamist. Raskused, millega kaasnevad loodusteadlased, kes esimest selles valdkonnas töötasid, olid põhjustatud eksperimentaalsete andmete puudumisest: XIX sajandi alguses oli tuntud keemiliste elementide arv vähe ja aatomi masside vastuvõetud väärtused Paljude elementide on valed.

Triad deriener ja elementide esimene süsteemid

XIX sajandi 60-ndate aastate alguses ilmusid kohe mitmed teosed, mis otseselt eelnes perioodilise õigusega.

"Ground Spiral" de chacourtuto

Oktaate Newland

Varsti pärast spiraali de chacourtuto, inglise teadlane John Newlends tegi püüda võrrelda keemilisi omadusi elemente oma aatomi massidega. Asetades elemendid oma aatomite masside suurendamise järjekorras, märkasid enroneeringuid, et omaduste sarnasus avaldab iga kaheksanda elemendi vahel. Leitud universusside korrektsus nimetas OTALK-i õiguse analoogia põhjal muusikalise gamma seitsme intervalliga. Oma tabelis oli tal keemilised elemendid seitsme elemendi vertikaalrühmadesse ja samal ajal leidis, et (mõnede elementide järjekorras kerge muutusega) elemendid sarnanevad ühe horisontaalse rea keemiliste omadustega.

John Newlends andis muidugi mitmeid elemente aatomi masside kasvavas järjekorras, mis on määratud keemilistele elementidele vastava järjestuse numbri ja märkasin selle tellimuse ja elementide füüsikalis-keemiliste omaduste süstemaatilist seost. Ta kirjutas, et sellises järjestuses on elementide, samaväärsete masside (masside) omadused, mille erinevad 7 ühikust või väärtusest, mis on mitmekordne 7, justkui, nagu kaheksanda järjekorras, kordab element selle omadusi Esiteks, nagu Kaheksanda sälgi muusikas kordas esimest korda. Universused püüdsid anda sellele sõltuvusele, mis usub tõesti kergetele elementidele, universaalsele. Oma horisontaalsetes ridades asusid sarnased elemendid horisontaalsetes ridades, kuid elemendid on sageli omadustes sageli erinevad. Lisaks mõnedes rakkudes oli enrossends kaks elementi postitada; Lõpuks ei sisalda tabelit tasuta kohti; Selle tulemusena oli oktaavi seadus äärmiselt skeptiline.

Odeling ja Meyer tabelid

Elementide omadusedja seega nende poolt moodustatud lihtsate ja keerukate kehade omadused, \\ t seista perioodilise sõltuvuse oma aatomi kaalu .

Samal ajal, Mendeleev andis oma perioodilise tabeli kujul, mis sai klassikaline (t. N. lühiajaline valik).

Erinevalt oma eelkäijatest ei koostanud Mendeleev mitte ainult tabelit ja märkis kahtlemata seaduste esinemist aatomite masside arvulistes väärtustesse, vaid otsustas ka neid mustreid helistada looduse üldine seadus. Põhineb eeldusel, et aatomi mass etteantud Omadused elemendi ta võttis üle julguse muuta aatomi kaalu mõned elemendid aktsepteerita ja kirjeldatud üksikasjalikult omadused mitte-avatud esemed. Et ennustada omadusi lihtsate ainete ja Mendeleev ühendused, see tuli asjaolust, et omadused iga elemendi on vahepealne vastavate omaduste kahe külgneva elemendi rühma perioodilise tabeli (see tähendab peal ja alumises) ja at Samal ajal kaks külgnevat elementi perioodi jooksul (vasak ja paremal) (t. n "tähe reegel").

D. I. Mendeleev aastaid võitlesid perioodilise õiguse tunnustamise eest; Tema ideid tunnistati alles pärast seda, kui Mendeleevi prognoositud elemendid arutati: EKALUMUMUM, EKABOR ja ECASING, vastavalt galliumi (PA LEKKI de Boabodran,), Scangeium (Lars Nilson,) ja Saksamaa (Clemens Wincler). 1880. aastate keskpaigast tunnistati perioodiline seadus lõpuks üheks keemia teoreetilistest alustest.

Perioodilise õiguse arendamine XX sajandil

Elektroonilise afiinsuse energia perioodilise õiguse ilmingud

Aatomite energia afiinsuse sagedust elektronile selgitatakse muidugi samadest teguritest, mis on ionisatsioonivõimaluste arutamisel juba märgitud (vt elektronide afiinsuse määratlust).

Suurim afiinsus elektronile on p.- VII rühma elemendid. Väikseim afiinsus elektronide aatomite konfiguratsiooni S 2 (,,, S 2 P6 (,) või pool täidetud p.-Saubitals (,,):

Elektronegatiivsuse perioodilise õiguse ilmingud

Rangelt öeldes on võimatu määrata püsiva elektroneelemendi. Aatomi elektronektiivsus sõltub paljudest teguritest, eriti aatomi valentsi seisundist, oksüdeerimise formaalsest astmest, koordineerimisnumbrit, ligandide olemust, mis moodustavad aatomi keskkonna molekulaarsüsteemis ja selle kohta mõned teised. Hiljuti kasutatakse nn orbitaalhüdrieepressi, sõltuvalt aatomi orbitaalse tüübist, osaledes kommunikatsiooni kujundamisel ja elektroonilisest elanikkonnast, ning selle kohta, kas aatomi orbitaal on auru elektronpaariga hõivatud Pähkete elektron või vaba. Kuid vaatamata tuntud raskustele elektronegavuse tõlgendamisel ja määramisel jääb alati vajalikuks molekulaarse süsteemi linkide olemuse kvalitatiivse kirjelduse ja prognoosimise jaoks, kaasa arvatud kommunikatsiooni energia, elektroonilise tasu jaotus ja kraad ioonsus, võimsuse konstantne jne

Aatomite elektronektiivsuse sagedus on perioodilise õiguse oluline osa ja seda saab hõlpsasti selgitada, tuginedes muutumatule, kuigi mitte täielikult üheselt mõistetav, sõltuvus elektronegatiivsuse väärtustest ionisatsiooni ja majandusliku afuse vastavatest väärtustest Energia väärtused.

Ajavahemikus on üldine trend elektronektiivsuse kasvu ja alarühmades see langeb. Väikseim elektronelahus I-elementide I rühma, suurim - P-elementide rühma VII.

Perioodilise õiguse ilmingud aatomi ja ioonraadiuse kohta

Aatomite suuruse ja ioonide muutmise perioodiline olemus on pikka aega tuntud. Keerusus siin on see, et elektronide liikumise laine olemuse tõttu ei ole aatomite rangelt määratletud suurused. Kuna eraldatud aatomite absoluutsete mõõtmete (raadiuse) otsene määramine on võimatu, antud juhul kasutatakse sageli nende empiirilisi väärtusi. Need saadakse kristallide ja vabamolekulide mõõdetud interstitsiaalsetest vahemaadest, purustades iga lõikumise vahemaa kaheks osaks ja võrdsustatakse ühte neist aatomi esimese (kahe vastava keemilise sidemega) raadiusega ja teine \u200b\u200b- teise aatomi raadiusesse. Selle eraldamisega võetakse arvesse erinevaid tegureid, kaasa arvatud keemilise side laadi, kahe seondunud aatomi oksüdeerimise aste, iga nende koordineerimise olemus jne. Sel viisil saadakse nn metall, kovalentne, ioon ja van der Walesi raadius. Van der Waalsi RADIII tuleks pidada piirangute aatomite raadioks; Neid leidub vastavalt tahkete või vedelate ainete interstitiaalsetele vahemaadele, kus aatomid on üksteise vahetus läheduses (näiteks aatomid tahketel argoonides või kahe külgneva molekuliga N2 aatomitel tahkel lämmastikus), kuid ei ole seotud mis tahes kemikaaliga võlakiri.

Kuid ilmselgelt on isoleeritud aatomi efektiivse suuruse parim kirjeldus teoreetiliselt kavandatud asend (tuumast kaugus) selle peamise maksimaalse maksimaalse laengutihedusega. See on nn orbitaalne aatomi raadius. Orbitaalse aatomiraadiumi väärtuste muutmise sagedus sõltuvalt elemendi järjestuse arvust ilmneb üsna selgelt (vt joonis 4) ja peamised punktid siin on väga väljendunud tõusu juuresolekul leelismetalli juuresolekul Aatomid ja sama miinimumid, mis vastavad väärilistele gaasidele. Orbitaalse aatomiraadi väärtuste vähendamine üleminekul leelismetallist vastava (lähima) üllase gaasiga, välja arvatud rida - mitte-monotooniline iseloom, eriti kui on leeliseline metall ja üllas gaas üleminekuelemendid (metallid) ja lantaanid või aktiinoidid. Suurte perioodide perekondades d-- ja f-elemendid täheldatakse raadiuse vähem järsu vähenemist, kuna orbitaalsete täitmine elektronidega esineb eelnevalt antisooli kihis. Elementide alarühmades suureneb aatomite raadio ja sama tüüpi ioonid üldiselt.

Paljandusliku energia perioodilise õiguse ilmingud

Tuleb rõhutada, et elemendi oksüdeerimise aste, mis on ametlik omadus, ei anna ideed selle elemendi aatomite tõhusatest kuludest ühendis või aatomite valents, kuigi oksüdatsiooni aste on sageli nimetatakse ametlik valents. Paljud elemendid ei suuda üksi harjutada, vaid mitmed erinevad oksüdatsiooni kraadi. Näiteks kloori puhul on kõik oksüdeerimisravi alates -1 kuni +7-ni tuntud, kuigi isegi väga ebastabiilne ja mangaan - +2 kuni +7-le. Kõrgeim oksüdeerimiskraad sõltub perioodiliselt elemendi järjestuse arvust, kuid see perioodilisus on keeruline. Kõige lihtsamal juhul reaal elemente leelismetallist üllase gaasi, kõrgeim oksüdatsiooni suureneb +1 (f) kuni +8 (O4). Muudel juhtudel on üllase gaasi kõrgeim oksüdeerimine väiksem (+4F \u200b\u200b4) kui eelmise halogeeni puhul (+7O 4 -). Seetõttu on suurima oksüdeerimise perioodilise sõltuvuse kõveral maksimaalse elemendi oksüdeerimise järjestikku, see on vajalik või üllas gaasile või eelnevale halogeenile (miniima - alati leelismetalli kohta). Erandiks on number - kus kumbki halogeeni () ega aadliku gaasi () puhul on kõrge oksüdatsiooni kõrge kraadi üldiselt tundmatu ja kõrgeima oksüdeerimise kõrgeim väärtus on lämmastiku keskmine liige; Seega, järjest - muutus kõrgeima oksüdeerimise muutus läbi viia läbi maksimaalse. Üldiselt ei ole kõrgeima oksüdeerimise suurenemine leelismetallist elementide rea suurenemine halogeenile või üllasele gaasile monotoonselt, peamiselt tänu kõrgetasemeliste oksüdatsioonide ilmingule üleminekumetallidega. Näiteks suurenemise kõrgeima oksüdeerimise järjest - +1 kuni +8 "on keeruline" asjaolu, et molübdeeni, tehnikat ja ruteeniumi tuntakse kõrgeta kraad oksüdatsiooni, AS +6 (O3), + 7 (2 O 7), + 8 (O 4).

Perioodilise õiguse ilmingud oksüdatiivse potentsiaaliga

Lihtsa aine üks väga olulisi omadusi on selle oksüdatiivne potentsiaal, mis peegeldab lihtsa aine peamist võimet, et suhelda vesilahustega, samuti redoksi omadustega. Lihtsate ainete oksüdatiivsete potentsiaalide muutus sõltuvalt elemendi järjestuse arvust on ka perioodiline. Aga see tuleb meeles pidada, et mitmesuguseid tegureid, mida mõnikord tuleb kaaluda individuaalselt mõjutada oksüdatiivset potentsiaali lihtne asi. Seetõttu tuleks oksüdatiivsete potentsiaalsete vahetamise sagedust tõlgendada väga hoolikalt.

Lihtsate ainete oksüdatiivsete potentsiaalide muutmisel saate tuvastada mõningaid konkreetseid järjestusi. Eelkõige mitmetes metallides, leeliselise ülemineku ajal järgmistele elementidele, vähendavad elemendid oksüdatiivseid potentsiaali (+ (aq) jne - hüdreeritud katioon):

Seda on kergesti seletatav aatomite ionisatsioonienergia suurenemisega, suurendades eemaldatud valentside elektronide arvu suurenemisega. Seetõttu sõltuvuse kõveral oksüdatiivse potentsiaali lihtsate ainete järjestuse number elemendi, on maksimaalselt seotud leeliselise metallide. Kuid see ei ole ainus põhjus lihtsate ainete oksüdatiivsete potentsiaali muutmiseks.

Sisemine ja sekundaarne perioodilisus

s.- I. riba- elemendid

Üle üldiste suundumuste kujul muutus väärtuse muutus ioniseerimise energia aatomite afiinsuse aatomite afiinsus aatomite elektronegatiivsuse, aatomi ja ioonraadius, energia piletisatsiooni aste Oksüdeerimist peetakse elemendi aatomi arvust lihtsate ainete oksüdatiivseid potentsiaali. Nende suundumuste sügavama uuringuga võib leida, et kordusud elementide omaduste muutmisel perioodidel ja rühmad on palju keerulisemad. Elementide omaduste omaduste olemuses ilmneb perioodil sisemine perioodilisus ja kontsernis -

4.1. Perioodiline õigus D.I. Mendeliev

Perioodiline seadus on keemiateaduse suurim saavutus, kõigi kaasaegse keemia alus. Tema avastusega lõpetas keemia kirjeldav teadus, teaduslik prognoos oli selles võimalik.

Perioodiline seadus D. I. Mendeleev1869. aastal sõnastas teadlane käesolevat seadust järgmiselt: "Lihtsate organite omadused, samuti elementide vormid ja omadused on perioodilises sõltuvuses elementide aatomite väärtusest.

Aine struktuuri üksikasjalikum uuring näitas, et elementide omaduste sagedus ei ole tingitud aatomite aatomite konstruktsioonist.

Nucleus-tasu on aatomite elektroonilise struktuuri ja seega elementide omaduste iseloomulik. Seetõttu kõlab perioodiline sõnastus sellisena: lihtsate ainete omadused, samuti elementide komponentide vormid ja omadused on perioodilises sõltuvuses järjestuse numbri (nende aatomite suuruse suurusest) ).

Perioodilise õiguse väljendamine on elementide perioodiline süsteem.

4.2. Perioodiline süsteem D. I. Mendeleev

Elementide perioodiline süsteem D. I. Mendeleev koosneb seitsmest perioodidest, mis on elementide horisontaalsed järjestused, mis asuvad kasvavalt nende aatomi tuuma eest. Perioodid 1, 2, 3, 4, 5, 6 sisaldab vastavalt 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Seitsmes periood ei ole lõpule viidud. Perioodid 1, 2 ja 3 nimetatakse väikepuhata suur.

Iga perioodi (välja arvatud esimene) algab leelismetalli aatomite (Li, Na, K, Rb, CS, FR) ja lõpeb üllase gaasi (NE, AR, KR, XE, RN), millele eelneb tüüpiline mittemetall. Vasakult paremale, metallist ja mittemetallist omadused on järk-järgult nõrgenenud, sest positiivse laengu suurenemise tõttu suurendab aatomi tuumal elektronide arvu välisel tasemel.

Esimesel perioodil, välja arvatud heelium, on ainult üks element - vesinik. See on tavapäraselt paigutatud IA või VIIA alarühma, kuna see on näidatud sarnasus ja leelismetallide ja halogeenidega. Leelismetallidega vesiniku sarnasus avaldub asjaolu, et vesinik, näiteks leelismetallid on redutseerija ja ühe elektronide andmine moodustab ühe laadimisega katioon. Üha sagedamini vesinikus koos halogeenidega: vesinik, samuti mitte-metall halogeenid, selle duketomiini molekuli, võib eksponeerida oksüdatiivseid omadusi, moodustades aktiivsete metallidega siid-like hüdriididega, näiteks NaH, CAH2.

Neljandal perioodil asuvad 10 üleminekuelementi (aastakümneid SC-ZN), millele järgneb perioodi ülejäänud 6 põhielemendid (GA - kg). Sarnaselt ehitatud viienda perioodi. Kontseptsioon Üleminekuelement Tavaliselt kasutatakse valents D-või F elektronide elemendi määramiseks.

Kuuendal ja seitsmendal perioodidel on elementide topeltühendid. Element VA asub sisestamise aastakümneid D-Elements (LA-HG) ja pärast esimese üleminekuelemendi LA järgib14 F-elemendid - lantanoidid(CE - LU). Pärast HG, ülejäänud 6 peamise P-elementide kuuenda perioodi asuvad (TL - RN).

Seitsmendal (lõpetamata) kõlarite perioodil järgida 14 F-elemente aktinoid (Th - LR). Hiljuti hakkasid La ja kõlarid olema lantanoide ja aktiinoidide järgi järjestatud. Lantanoidid ja aktiinoidid paigutatakse tabeli allosas eraldi.

Seega hõivab iga perioodilise süsteemi element rangelt määratletud asendisse, mida täheldatakse ordinaalne või aatomi- number.

Perioodilisel vertikaalisüsteemis asuvad kaheksa rühma (I-VIII), mis omakorda on jagatud alarühmadeks - peamine või alarühmad a ja pool või alarühmade B. alarühma VIIIIB-eriline, see sisaldab triaad Imeli (FE, CO, NI) ja plaatina metallide perekond moodustavad elemendid (RU, RH, PD, OS, IR, PT).

Iga alarühma elementide sarnasus on perioodilise süsteemi kõige olulisem ja olulisem muster. Peamistes alarühmades ülalt alla, metallist omadused suurenevad ja mittemetalsed nõrgenevad. Samal ajal, suurenemine stabiilsuse ühendite elementide väiksema alagrupi oksüdatsiooni aste. Külgmiste alamrühmade puhul - vastupidi, metallist omadused nõrgenevad ülalt alla ja ühendite stabiilsus kõrgeima oksüdatsiooniga suureneb.

4.3. Perioodiline süsteem ja elektroonilised aatomi konfiguratsioonid

Kuna reaktiivsete aatomite südamiku keemilised reaktsioonid ei muutu, sõltuvad aatomite keemilised omadused nende elektrooniliste kestade struktuurist.

Aatomite elektronide kihtide ja elektronkarpide täitmine toimub vastavalt Pauli põhimõttele ja Hundi reeglile.

Powli põhimõte (Ban Pauli)

Kaks aatomi elektroni ei saa olla neli identset kvantnumbrit (mitte rohkem kui kaks elektroni ei saa igas aatomi orbitaalses).

Pauli põhimõte määrab selle peamise kvantnumbriga elektronide maksimaalne arv n. (s.o asub sellel elektroonilisel kihil): N N \u003d 2N2. Esimesel elektroonilisel kihil (energiatase) ei pruugi teisel - 8-l olla rohkem kui 2 elektrit, kolmandal aastal jne.

Näiteks vesinikuaatomi juures on üks elektron, mis on esimeses energiatasemel 1-ndate seisundite tasemel. Selle elektroni spin saab juhtida meelevaldselt (m s \u003d +1/2 või m s \u003d -1/2). Tuleb rõhutada uuesti, et esimene energiatase koosneb ühest Sublevel - 1s, teine \u200b\u200benergiatase - kahest publikelist - 2s ja 2r, kolmas - kolmest päikeseloojangust - 3s, 3P, 3D jne. Sbalayer, omakorda sisaldab orbitaali, mille arvu määratakse külgkvantnumbriga l. Võrdselt (2 l. + 1). Iga orbitaal on tavapäraselt tähistatud selle rakuga, mis asub elektroonilise noolega, mille suund näitab selle elektroni tagaküljele orientatsiooni. Niisiis võib vesinikuaatomi elektroni olekut esindada 1s 1 või kujutatud kvantrakku kujul, joonisel fig. 4.1:

Joonis fig. 4.1. Elektroni tingimuslik nimetus vesinikuaatomile 1S orbitaalide jaoks

Nii heeliumi aatomi elektronide puhul n \u003d 1, l. \u003d 0, m L. \u003d 0, m s \u003d +1/2 ja -1/2. Järelikult elektroonilise valemiga heeliumi 1s 2. Elektrooniline kestalium on lõpetatud ja väga stabiilne. Heelium - üllas gaas.

Pauli põhimõtte kohaselt ei saa ühe orbiidil paralleelselt keerutada paralleelselt keerutab. Kolmas elektron liitiumi aatomi hõivab 2s orbitaal. Elektrooniline konfiguratsioon Li: 1s 2 2S 1 ja berüllium 1s 2 2S 2. Kuna 2S orbitaal on täidetud, siis viies elektron boroni aatomil asub 2R orbitaal. Jaoks n. \u003d 2 pool (orbitaalne) kvantinumber l. võtab väärtusi 0 ja 1. Millal l. \u003d 0 (2S-osariik) m L. \u003d 0 ja millal l. \u003d 1 (2p - riik) m L. võib olla võrdne +1-ga; 0; -One. 2R riik vastab kolmele energiarakkudele joonisel fig. 4.2.

Joonis fig. 4.2. Boori aatomi elektronide asukoht orbitaalsesse

Lämmastikuaatomi jaoks (elektrooniline konfiguratsioon 1s 2 2S 2 2 pp 3 kaks elektroni esimeses tasandil, viis - teisel) kaks järgmist e-struktuuri varianti on võimalik, joonis fig. 4.3:

Joonis fig. 4.3. Võimalikud võimalused lämmastikuaatomi elektronide asukoha kohta orbitaalsesse

Esimeses skeemil joonisel 4.3a on kokku spin 1/2 (+1/2 -1/2 +1/2) teises (joonis 4.3b) kokku spin on 3/2 (+) 1/2 + 1/2 +1/2). Määratakse keerutuste asukoht reegelSee ütleb: Energiatasemete täitmine toimub nii, et kogu spin oleks maksimaalne.

Sellel viisil , lämmastiku aatomi jätkusuutliku riigi struktuuri (madalaima energiaga) kahe skeemi kohta vastab esimesena, kus kõik P-elektronid hõivavad erinevaid orbitaal. Orbital alandaja on täidetud nii: esimene üks elektron sama keeruga ja seejärel vastavalt teisele elektronile vastupidine keerutab.

Alates naatriumist täidetakse kolmas energiatase n \u003d 3. kolmanda perioodi aatomite elektronide jaotus kolmanda perioodi jooksul orbitaalides on näidatud joonisel fig. 4.4.

Joonis fig. 4.4. Elektronide jaotus kolmanda perioodi aatomite orbitaalides on peamiselt

Aatomil asub iga elektroonilise vaba orbitaal madalaima energiaga, mis vastab suurimale suhtlemisele tuumasse. 1961. aastal V.M. Clekkovsky sõnastas üldise positsiooni vastavalt sellele energia elektrooniliste orbitaalide suureneb selleks, et suurendada summa peamise ja külgse kvantnumbrite (n + L) ja nende summade võrdsuse korral on orbitaal peamise kvantinumbri n väiksema väärtuse n.

Energiataseme järjestus energia suurenemise järjekorras on ligikaudu järgmine:

1s.< 2s < 2p < 3s < 3р < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p.

Kaaluge elektronide jaotust neljanda perioodi elementide orbiidi aatomites (joonis 4.5).

Joonis fig. 4.5. Elektronide jaotus neljanda perioodi elementide orbiidi aatomite kohaselt on peamine riik

Pärast kaaliumi (elektroonilise konfiguratsiooni 1S 2 2S 2 2 pp 6 3S 2 3P 6 4S 1) ja kaltsiumi (elektrooniline konfiguratsioon 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2 3P 6 4S 2) sisemise 3D-Shelli täitmise elektronid (üleminekuelemendid SC - ZN) ). Tuleb märkida kahe anomaalia olemasolu: CR ja CU aatomitel 4 s.Hirm ei ole kaks elektroni, vaid ühte, s.t. Eelmisele 3D-kestale on välise 4S-elektronide nn "rike". Kroomiaatomi elektroonilist struktuuri saab esindada järgmiselt (joonis 4.6).

Joonis fig. 4.6. Elektronide jaotus kroomi aatomi orbitaalide poolt

Täitmisprotseduuri "rikkumise" füüsiline põhjus on seotud erinevate elektrooniliste orbitaalsete töövõimega kernelile, elektrooniliste konfiguratsioonide d 5 ja D 10, F 7 ja F14 erilist stabiilsust, mis vastab elektroonilise täitmisele orbitaalidest ühe või kaks elektroni, samuti varjestus mõju sisemise elektrilaeng kihid tuuma.

MN, FE, CO, NI, CU ja ZN aatomite elektroonilised konfiguratsioonid kajastuvad järgmistes valemites:

25 MN 1S 2 2S 2 2 pp 6 3S 2 3P 6 3D 5 4S 2,

26 FE 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 6 4S 2

27 CO 1s 2 2S 2 2 pp 6 3S 2 3P 6 3D 7 4S 2,

28 NI 1s 2 2S 2 2 pp 6 3S 2 3P 6 3D 8 4S 2

29 CU 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 1,

30 ZN 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2.

Pärast tsinki alustamist alustades 31 elementi - gallium kuni 36 elementi - Crypton jätkab neljanda kihi (4P-kest) täitmist. Nende elementide elektroonilised konfiguratsioonid on järgmised:

31 GA 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4p 1,

32 GE 1s 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4p 2,

33 AS 1S 2 2S 2 2 pp 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4p 3,

34 SE 1s 2 2S 2 2 pp 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4p 4,

35 Br 1s 2 2S 2 2 pp 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4p 5,

36 kr 1s 2 2S 2 2 pp 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4p 6.

Tuleb märkida, et kui keeld ei ole häiritud, saab elektronid paigutada teistele aatomite orbitaale põnevatesse riikidesse.

4.4. Keemiliste elementide tüübid

Kõik perioodilise süsteemi elemendid on jagatud nelja liiki:

1. Aatomid s-elemendid Täidetakse välimise kihi (N) s-kestad. S-elemendid hõlmavad vesinikku, heeliumi ja iga perioodi kahe esimest elementi.

2. Aatomid p-elemendid Elektronid täidetakse välise taseme p-kestaga (NP). R -felents on iga perioodi viimase 6 elementi (välja arvatud esimene).

3. U. d-elemendid Täidetakse elektronide D-Shelli teine \u200b\u200bvälimine tase (N-1) d. Need on S-ja P-elementide vaheliste suurte perioodide plug-aastakümnete elemendid.

4. U. f-elemendid Täidetakse elektronide f-subrinking kolmanda välise taseme (N-2) F. F-elementide perekond sisaldab lantanoide ja aktiinoide.

Alates ootamatute aatomite elektroonilise struktuuri kaalumisest, sõltuvalt elemendi järjestuse arvust:

Iga elemendi aatomi energiatasemete arv (elektronkihtide) arv on võrdne perioodi numbriga, mil element asub. Niisiis, S-elemendid asuvad kõigil perioodidel, P-elemendid - teises ja järgneval D-elemendil - neljas ja järgnevates ja F-elementides - kuuendas ja seitsmendas perioodidel.

Perioodi number langeb kokku aatomi väliste elektronide peamise kvantnumbriga.

s- ja P-elemendid moodustavad peamised alarühmad, D-elemendid - külgmised alarühmad, F-elemendid moodustavad lantaaniide perekonnad ja aktiinoidid. Seega sisaldab alarühm elemente, mille aatomitel on tavaliselt sarnane struktuur, mitte ainult väline, vaid ka antisomiini kiht (välja arvatud elemendid, milles elektroni rikke ").

Rühma number reeglina näitab elektronide arvu, mis võivad osaleda keemiliste sidemete moodustamisel. See on grupi numbri füüsiline tähendus. Valentside külgmiste alarühmade elemendid on elektronid mitte ainult välised, vaid ka eelviimased kestad. See on peamine erinevus peamiste ja külgmiste alamrühmade elementide omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omaduste omadustest.

Valents D-või F elektronide elemente nimetatakse üleminekuks.

Grupi number on tavaliselt võrdne ühenduskohastele ilmuvate elementide kõrgeima positiivse oksüdeerimisega. Erandiks on fluor - selle oksüdeerimise aste on -1; VIII rühma elementidest ainult OS, RE ja XE jaoks on oksüdatsiooni aste tuntud +8.

4.5. Elementide aatomite omaduste sagedus

Sellised aatomite omadused nende raadiusena, ionisatsiooni energia, elektronide afiinsuse, elektronegatiivsuse, oksüdeerimise aste on seotud aatomi elektroonilise struktuuriga.

Mittemetallide metallide ja kovalentsete raadiumi aatomite raadioaatomeid on mittemetallide aatomid. Metallide raadiuse aatomid arvutatakse interatomite vahemaade põhjal, mis on hästi tuntud enamik metallide puhul, mis põhinevad eksperimentaalsetel andmetel. Samal ajal on metalli aatomi raadius võrdne kahe külgneva aatomi keskuste vahelise vahemaaga. Samamoodi arvutatakse arvutatakse mittemetallide mittemetallide kovalentne raadion ja lihtsate ainete kristallid. Mida suurem on aatomiraadius, seda lihtsam on kerneli välised elektronid (ja vastupidi). Erinevalt aatomic raadiusest on RADII ioonid tingimuslikud väärtused.

Vasakult paremale ajavahemikel väheneb metallide aatomiraadiumi väärtus ja mittemetallide tuumaraadius muutub keerulisel viisil, kuna see sõltub keemilise side loomusest. Teisel perioodil on näiteks aatomi raadiuses esimene vähenenud ja seejärel suureneb, eriti järsult üllase gaasi aatomile üleminekul.

Peamistes alarühmades suurenevad aatomite raadio ülevalt allapoole, kuna elektrooniliste kihtide arv suureneb.

Meetme raadius on väiksem kui vastava aatomi raadius, mis vastab sellele vastava aatomi raadiusega ja selle raadiuse katmise positiivse laengu suurenemisega väheneb. Vastupidi, aniooniraadius on alati suurem kui vastava aatomi raadius. Isoelektroonika nimetatakse osakesi (aatomid ja ioonid), millel on sama arv elektrone. Isoelektrooniliste ioonide seerias vähendatakse raadiuset, vähendades negatiivse ja suurendades iooni positiivse raadiuse. Selline vähenemine toimub näiteks järjest: O 2-, F -, Na +, Mg 2+, AL 3+.

Ionisatsioonienergia - Energia vajalik eraldamiseks elektronide eraldamiseks aatomi põhisualal. Seda väljendatakse tavaliselt elektronpesas (1 EV \u003d 96,485 kJ / Mol). Vajalt paremale jäänud ajavahemikul suureneb ionisatsiooni energia tuuma laengu suurendamisega. Peamiste allgruppide ülalt alla, see väheneb, kuna elektronide kaugus tuuma suureneb ja varjestus toime sisemise elektroonilise kihid suureneb.

Tabelis 4.1 on kujutatud ionisatsiooni energiate väärtused (esimese, teise jne elektronide energia) mõnede aatomite jaoks.

Teises perioodil suureneb esimese elektroni energia üleminekul LI-le NE-le (vt tabel 4.1). Kuid nagu on näha tabelist, suureneb ionisatsioonienergia ebaühtlaselt: järgmistes berülliumis ja lämmastik, boor ja hapnik, on mõningaid vähenemist, mis on tingitud aatomite elektroonilise struktuuri eripäradest.

Välise S-Shelli berüllium on täielikult täidetud, mistõttu boori kõrgus lisab p-orbitaalile elektroni. See p-elektron on tuumale vähem kindlalt ühendatud kui S-elektron, mistõttu P-elektronide eraldamine nõuab vähem energiakulusid.

Tabel 4.1.

Energia ionisatsioon I.mõne elemendi aatomid

Igal lämmastikuaatomi p-orbitaalil on üks elektron. Hapnikuaatomi juures siseneb elektron p-orbitaal, mis on juba ühe elektroni poolt hõivatud. Kaks elektrooni, mis on samas orbitaalsel on tugevalt tõrjutud, mistõttu on lihtsam rebida elektronide hapniku aatomi kui lämmastiku aatomi.

Väikseim väärtus ioniseerimise energia on leelismetallid, nii et nad on väljendunud metallist omadused, suurim väärtus ioniseerimise energia inertsetes gaasides.

Vea afiinsus - Energia vabaneb, kui elektron on ühendatud neutraalse aatomiga. Afiinsus elektronile ja ionisatsiooni energiale ekspresseeritakse tavaliselt elektronide pesas. Elektri suurim afiinsus on halogeen, väikseim - leelismetallis. Tabel 4.2 näitab afiinsust elektroni aatomite mõned elemendid.

Tabel 4.2.

Afiinsus mõnede elementide aatomite elektronide suhtes

Elektrienergia - aatomi võime molekulis või ioonis teiste aatomite valentsi elektronide meelitamiseks. Elektrienergia (EO) kvantitatiivse meetmena - ligikaudne väärtus. Pakutakse umbes 20 elektrilisi negatiivseid kaalud, mille suurim tunnustus, mis sai L. Polingomi väljatöötatud skaala. Joonisel fig. 4.7 näitab EO POYUNGU väärtusi.

Joonis fig. 4.7. Elementide elektrienergia (posti teel)

Kõigi ehtsa skaala elementide kõige elektronegatiivsem on fluor. Selle EO võetakse vastu võrdne 4. kõige vähem elektronegatiivse - tseesiumiga. Vesinik hõivab vahepositsiooni, sest ühe elemendiga suheldes annab see elektroni ja suheldes teistega suhelda, see omandab.

4.6. Ühendite happe-põhilised omadused; Kombriteli skeem

Et selgitada, milline on happeliste omaduste ühendite ühendite ühendite Kossel (Saksamaa), ettepanek kasutada lihtne skeemi põhjal eeldusel, et on olemas puhtalt ioon-ühendus molekulide ja coulombi koostoime esineb ioonide vahel. Kombreli skeem kirjeldab E-N ja E-O-H-ühenduste sisaldavate ühendite happepõhiseid omadusi, sõltuvalt tuuma laadimisest ja moodustamise raadiusest.

Joonisel fig on näidatud kahe metallhüdroksiidide, näiteks lioh-hüdroksiidiskeem, näiteks LiOH ja KOH 4.8.

Joonis fig. 4.8. Cossel Skeem Lioh ja Koh

Nagu nähtub esitatud skeemi, raadius Li + ioon on väiksem kui raadiuse ioon + ja see on rühm tugevam liitium-katiooniga kui kaaliumi katiooniga. Selle tulemusena on lihtsam lahuses ja kaaliumhüdroksiidi põhilised omadused väljendatakse tugevamat.

Samamoodi saate analüüsida Kosseli skeemi kahe CuOH ja CU (OH) 2 aluse kohta 2. Kuna Cu2+ iooni raadius on väiksem ja tasu on suurem kui Cu + iooni, on grupp Cu2 + ioonide hoidmine tugevam. Selle tulemusena on baas Cu (OH) 2 nõrgem kui CuOH.

Sellel viisil, sihtasutuste jõud suureneb katioonide suureneva raadiusega ja vähendada selle positiivset tasu.

Peamistes alarühmades ülalt allapoole suureneb baasjõud, sest elementide ioonide raadionid suurenevad selles suunas. Ajavahemikul vasakult paremale on vähenenud elementide ioonide raadies ja nende positiivse laengu suurenemine, seetõttu väheneb alusjõud selles suunas.

Joonisel fig. Joonisel fig on ka kahe hapnikuhapped, näiteks HCl ja HI-d. 4.9.

Joonis fig. 4.9. Skeem Kossel HCL ja HI

Kuna kloriidiooni raadius on jodiidi ioonist väiksem, on ioon H + tugevam kui vesinikkloriidhappe molekuli anioon, mis on nõrgem kui niisuhape. Sellel viisil, hapnikhapete võimsus suureneb negatiivse ioonide suureneva raadiusega.

Hapniku sisaldavate hapete võimsus varieerub vastupidisel viisil. See suureneb Ioonraadiuse vähenemisega ja selle positiivse tasu suurenemise tõttu. Joonisel fig. 4.10 näitab Kosseli skeemi kahe happe HCLO ja HCLO 4 jaoks.

Joonis fig. 4.10. Skeem Kossli HCLO ja HCLO 4

Ioon C1 7+ on kindlalt ühendatud hapniku iooniga, nii et prooton on HC1O 4 molekulis lahutatud. Samal ajal, ioon C1 + ühendamine iooniga umbes 2- vähem vastupidava ja rahvusliku assamblee molekuli juures, peetakse prootonist teravalt aniooni umbes 2-. Selle tulemusena on HCLO 4 tugevam hape kui HCLO.

Kombriteli skeemi eeliseks on see, et ta kasutab lihtsat mudelit ühendite happeliste omaduste muutuse olemuse selgitamiseks sarnaste ainete reas. Samal ajal on see skeem puhtalt kõrge kvaliteet. See võimaldab ühendite omadusi võrrelda ainult ühendite omaduste võrdlemiseks ja ei võimalda määrata suvaliselt valitud ühe ühenduste happelisi omadusi. Selle mudeli puuduseks on see, et ainult elektrostaatilised esindused pannakse oma vundamendile, samas kui looduses ei ole puhtaid (sada protsenti) ioonühendust.

4.7. Elementide redoksi omadused ja nende ühendused

Lihtsate ainete redokside omaduste muutmist on lihtne kindlaks teha, võttes arvesse vastavate elementide elektronegatiivsuse muutuste olemust. Peamistes alamrühmades ülalt alla, elektronegility väheneb, mis toob kaasa vähendamise oksüdatiivse ja suurendada selles suunas vähendada omadused. Ajavahemikul vasakult paremale, elektronegavus suureneb. Selle tulemusena vähendatakse selles suunas selles suunas lihtsate ainete rehabilitatsiooniomadusi ja oksüdeerivad suurenevad. Seega paiknevad tugevad redutseerivad ained elementide (kaalium, rubiidium, tseesium, baarium) alumises vasakus nurgas, samas kui tugevad oksüdeerid on paremas ülanurgas (hapnik, fluor, kloor).

Elementide ühendite redoksomadused sõltuvad nende olemusest, elementide oksüdeerimise aste, elementide asend perioodilises süsteemis ja mitmed teised tegurid.

Peamistes alarühmades ülalt alla, oksüdeerivad hapniku sisaldavate hapete oksüdeerivad omadused, milles keskelemendi aatomitel on sama aste oksüdeerumise aste. Tugevad oksüdeerijad on lämmastikud ja kontsentreeritud väävelhapped. Oksüdatiivsed omadused on tugevamad kui ühendi elemendi positiivsem oksüdeerimine. Tugevad oksüdatiivsed omadused näidata kaaliumpermanganaati ja Dichromat kaaliumi.

Peamised alarühmad suurenevad lihtsate anioonide rehabilitatsiooniomadused ülalt alla. Tugevad redutseerivad ained on HI, H2S, jodiidid ja sulfiidid.

Juba alkeemikud püüdsid leida looduse õigust, mille põhjal võib keemilisi elemente süstematiseerida. Kuid neil puudus elementide kohta usaldusväärne ja üksikasjalik teave. XIX sajandi keskel. Keemiliste elementide teadmised on muutunud piisavaks ja elementide arv on suurenenud nii palju, et teaduse klassifitseerimiseks oli loomulik vajadus nende klassifitseerimise järele. Esimesed katsed liigitada elemendid metallide ja mittemetallide olid maksejõuetu. Eelkäijad D.I. Iveleeva (I. V. Debureyer, J. Newlands, L. Y. Meyer) tegi palju valmistada perioodilise õiguse avamise, kuid ei suutnud tõde mõista. Dmitri Ivanovitš tuvastas seos elementide massi ja nende omaduste vahel.

Dmitri Ivanovitš sündis Tobolskis. Ta oli perekonnas seitsmeteistkümnes laps. Olles lõpetanud gümnaasiumi oma kodulinnas Dmitri Ivanovitš sisenes Peterburi pedagoogikainstituudi pärast selle lõppu, mille lõppu lahkus kuldmedalile kaks aastat välismaale teadusliku reisi jaoks. Pärast naasmist kutsuti ta Peterburi ülikoolile. Alustades lugemise loengute keemia, Mendeleev ei leidnud midagi, mida võiks soovitata õpilastele õpetus. Ja ta otsustas kirjutada uue raamatu - "keemia põhitõdesid".

Perioodiliste seaduste avastus eelnes 15-aastase raske tööga. 1. märtsil 1869 Eeldas Dmitri Ivanovitš lahkuda Peterburist Ivointsides asjades.

Perioodiline seadus avati aatomi omaduste alusel - suhtelise aatomi massi omaduste alusel .

Mendeleev paigutas keemilisi elemente oma aatomite masside suurendamise järjekorras ja märganud, et elementide omadused korratakse pärast teatud ajavahemikku, Dmitri Ivanovitši asetas üksteise perioodi. Nii et sarnased elemendid asuvad üksteises - ühes Vertikaalne, perioodiline süsteem ehitati ühele vertikaalsele. Elemendid.

1. märts 1869 Perioodilise õiguse sõnastamine D.I. Mendeleeva.

Lihtsate ainete omadused, samuti elementide komponentide vormid ja omadused on perioodiliselt sõltuvalt elementide aatomite väärtusest.

Kahjuks olid perioodilise õiguse toetajad kõigepealt väga väikesed, isegi Venemaa teadlaste seas. Vastased - palju, eriti Saksamaal ja Inglismaal.
Perioodiliste õigusaktide avamine on teadusliku prognoosi geniaalne näidis: 1870. aastal ennustas Dmitri Ivanovitš kolme ühtlase tuntud elemendi olemasolu, mida nimetatakse Ekasilikiaks, Ekalayiniks ja EKaboriks. Ta suutis ennustada uusi elemente kõige olulisemaid omadusi. Ja 5 aasta jooksul, 1875. aastal Prantsuse teadlane P.E. Lekki de Baabodran, kes ei teadnud midagi Dmitri Ivanovichi tööde kohta, avas uue metalli, helistades talle galliumi. Mitmete omaduste ja avamise meetod galliumi langes kokku Ekluminin, ennustatud Mendeleev. Aga tema kaal oli ennustatud väiksem. Sellest hoolimata saatis Dmitri Ivanovitš Prantsusmaale kirja, nõudes tema ennustamist.
Teadlane maailma oli uimastatud asjaolu, et ennustus Mendeleev Properties eKALUMINIA See osutus nii täpne. Sellest punktist hakkab perioodiline õigus keemia heaks kiitma.
1879. aastal avas L. Nilson Rootsis skandiumi, kus ennustatud Dmitri Ivanovitši kehastati eKabor. .
1886. aastal avas K. Wincler Saksamaal Saksamaa, mis osutus Ecasilitme .

Kuid Dmitri Ivanovichi Mendeleevi geenius ja selle avastused ei ole mitte ainult need prognoosid!

Perioodilise süsteemi neljas kohas asetatakse D. I. Mendeleev elemendid mitte aatomite masside suurenemise järjekorras:

Tagasi 19. sajandi lõpus D.I. Mendeleev kirjutas, et ilmselt koosneb aatom teistest väiksematest osakestest. Pärast tema surma 1907. aastal tõestati, et aatom koosneb elementaarsetest osakestest. Aatomi hoonete teooria kinnitas RoleterEeleeVi, nende elementide permutatsiooni ei ole täielikult põhjendatud vastavalt aatomite masside kasvule.

Perioodiliste seaduste kaasaegne sõnastus.

Keemiliste elementide ja nende ühendite omadused on perioodilises sõltuvuses nende aatomite nuclei laadimisväärtusest, väljendatuna välise valentse elektroonilise kesta struktuuri perioodilisel perioodilisel perioodilisel perioodilisel perioodil.
Ja rohkem kui 130 aastat pärast perioodilise õiguse avamist, saame naasta Dmitri Ivanovitri sõnadesse, mis on meie õppetunni neiu: "Tulevik ei ohusta tulevikku hävitamiseks, kuid ainult pealisehitus ja areng on lubas." Kui palju keemilisi elemente on praegu avatud? Ja see pole kaugeltki piiri.

Perioodilise õiguse graafiline pilt on keemiliste elementide perioodiline süsteem. See on lühikokkuvõte kõigi elementide keemia ja nende ühendite keemiast.

Muutused omaduste perioodilises süsteemis suureneb aatomi kaalu perioodil (vasakult paremale):

1. Metallomadused vähenevad

2. Mittemetallist omadused suurenevad

3. kõrgemate oksiidide ja hüdroksiidide omadused varieeruvad peamisest amfoteerse happe kaudu.

4. Kõrgemate oksiidide valemite elementide valents suureneb I. enneViiija volatiilsete vesinikuühendite valemites väheneb IV. enneI..