Aki felfedezte a periodikus törvényt és létrehozta a pskhét. A periódusos rendszer csoportjai és periódusai

1 oldal

A periodikus törvény modern megfogalmazása a következő: az elemek tulajdonságai, valamint vegyületeik tulajdonságai és formái periodikusan függenek az elemek atomjainak magjainak töltéseitől.

DI Mengyelejev periodikus törvényének modern megfogalmazása a következő: a kémiai elemek tulajdonságai, valamint az elemek vegyületeinek formái és tulajdonságai periodikusan függenek az atommagok töltésének nagyságától. Csak olyan új adatokon alapul, amelyek tudományos érvényt adnak a törvénynek és a rendszernek, és megerősítik azok helyességét.

A periodikus törvény modern megfogalmazása: az egyszerű anyagok tulajdonságai és az elemek vegyületeinek tulajdonságai periodikusan függenek az elem magjának (atomjának) töltésétől.

D.I.Mengyelejev periodikus törvényének modern megfogalmazása a következő: a kémiai elemek tulajdonságai, valamint az elemek vegyületeinek formái és tulajdonságai periodikusan függenek az atommagok töltésétől. Csak olyan új adatokon alapul, amelyek tudományos érvényt adnak a törvénynek és a rendszernek, és megerősítik azok helyességét.

D.I.Mengyelejev periodikus törvényének modern megfogalmazása a következő: az elemek tulajdonságai, valamint az elemek vegyületeinek formái és tulajdonságai periodikusan függnek az atommagok töltésének nagyságától.

D.I.Mengyelejev periodikus törvényének modern megfogalmazása a következő: a kémiai elemek tulajdonságai, valamint az elemek vegyületeinek formái és tulajdonságai periodikusan függenek az atommagok töltésének nagyságától. Csak olyan új adatokon alapul, amelyek tudományos érvényt adnak a törvénynek és a rendszernek, és megerősítik azok helyességét.

Miben tér el a periódusos törvény modern megfogalmazása az előzőtől és miért pontosabb.

D. I. Mengyelejev Periodikus Törvényének modern megfogalmazásában szerepel: az elemek tulajdonságai periodikusan függenek a sorozatszámtól.

Miért nem mond ellent D. I. Mengyelejev megfogalmazása és a periodikus törvény modern megfogalmazása?

A Moseley-törvény, valamint Rutherford és Chadwick felfedezései alapján meg lehet adni DIMengyelejev periodikus törvényének modern megfogalmazását: a kémiai elemek és vegyületeik tulajdonságai periodikusan függenek a pozitív töltések nagyságától. atomjaik magjai.

A nukleáris töltés nagyságának, mint az atom meghatározó tulajdonságának gondolata képezte a D.I. periodikus törvényének modern megfogalmazásának alapját.

Látjuk, hogy ugyanazon elem atomjai atomtömegük nagyságában különböznek egymástól, ezért az elemek kémiai tulajdonságait nem az atomsúlyuk, hanem az atommag töltése határozza meg. Ezért a periódusos törvény modern megfogalmazása azt mondja: az elemek tulajdonságai periodikusan függenek a sorszámuktól.

Az atomok szerkezetének vizsgálatai kimutatták, hogy az atomok legfontosabb és legstabilabb jellemzője az atommag pozitív töltése. Ezért D. I. Mengyelejev periodikus törvényének modern megfogalmazása a következő: a kémiai elemek és vegyületeik tulajdonságai periodikusan függenek az elemek atomjainak magjainak töltéseitől.

Megcáfolva azt a jól bevált történetet, hogy a terepen végzett ragyogó felfedezés csak rémálom volt, el kell mondanunk, hogy Mengyelejev előtt sok tudós kísérletet tett egy kémiai rendszer létrehozására. Alapjait a német tudós, I.V. Döbereiner, francia A. de Chancourtois és néhányan mások.

D.I. magát Mengyelejev hihetetlen mennyiségű kísérletet végzett, és életéből körülbelül húsz évet töltött az igazság keresésével. Ő alakította ki az elemek alapértékeit, funkcióit, tulajdonságait, de az információ nem illett bele valami többé-kevésbé strukturáltba. És amikor egy újabb álmatlan éjszaka után pár órára úgy döntött, az agy kiadta azt, amire Mengyelejev évek óta törekedett.

Így jelent meg a folyóirat 1869-ben a kémikusok rendelkezésére, és csak 1871-ben fogalmazódott meg maga a törvény, amely nemcsak a kémiát, hanem sok más tudományt is előrelépést tett lehetővé.

A törvény lényege

Dmitrij Ivanovics Mengyelejev orosz tudós volt az első, aki csodálatos felfedezést tett arra a tényre, hogy az atom nem véges egység, van benne mag és protonok forognak körülötte, és azt is, hogy az atom nagy része a magjában összpontosul. . Szabályt vezettek le a természetben létező összes elem és kémiai vegyületeik tulajdonságainak változására, attól függően, hogy az atommagok töltése hogyan változik.

A nukleáris töltés növekedése pontosan az asztal egyik kémiai eleméről a közelben található másodikra ​​való átmenet során következik be. A töltés 1 elemi töltésegységgel növekszik, és ezt tükrözi az egyes elemek alján található, atomszámmal jelölt táblázat. Ez azt jelenti, hogy az atommagban lévő protonok száma számszerűen megegyezik az atommagnak megfelelő semleges atom elektronjainak számával.

Bármely kémiai elem tulajdonságait az elektronokból álló külső héjak határozzák meg. Ezek a héjak csak periodikusan változhatnak, és ezek a változások közvetlenül függnek magának az atommagnak az atomban található töltéseinek növekedésétől vagy csökkenésétől, és ez, és nem az elemek atomtömege, az alapja a periodikus törvénynek.

Miért olyan fontos

A periodikus törvénynek köszönhetően lehetővé vált bizonyos kémiai elemek viselkedésének előrejelzése a különböző reakciókban. Azt is megállapították, hogy vannak olyan összefüggések, amelyeket a tudomány még nem fedezett fel. Csak évszázadokkal később az asztal teljesen megtelt.

És az egyszerű anyagok és az általuk képzett vegyületek formái és tulajdonságai is időszakosan függnek az atommagok töltéseinek nagyságától.

A Periodikus Törvény sajátossága a többi alaptörvény mellett, hogy nincs matematikai egyenlet formájában kifejezve. A periodikus törvény univerzális az Univerzum számára: ahogyan a híres orosz kémikus, ND Zelinsky képletesen megjegyezte, a periodikus törvény „a világegyetem összes atomja kölcsönös kapcsolatának felfedezése volt”. A törvény grafikus (táblázatos) kifejezése a Mengyelejev által kidolgozott kémiai elemek periodikus rendszere. Összességében több száz lehetőséget javasoltak a periódusos rendszer képére (analitikai görbék, táblázatok, geometriai ábrák stb.).

Történelem

A kémiai elemek természetes osztályozásának és rendszerezésének alapjainak keresése már jóval a Periodikus Törvény felfedezése előtt megkezdődött. Az ezen a területen elsőként tevékenykedő természettudósok nehézségeit a kísérleti adatok hiánya okozta: a 19. század elején még csekély volt az ismert kémiai elemek száma, az atommag elfogadott értékei. sok elem tömege helytelen.

Döbereiner triászai és az első elemrendszerek

A XIX. század 60-as éveinek elején több olyan mű jelent meg egyszerre, amelyek közvetlenül megelőzték a periódusos törvényt.

de Chancourtois "A Föld spirálja".

Newlands oktávjai

Nem sokkal a de Chancourtois-spirál után John Newlands angol tudós kísérletet tett az elemek kémiai tulajdonságainak atomtömegükkel való összehasonlítására. Az elemeket atomtömegük szerint növekvő sorrendbe rendezve Newlands észrevette, hogy minden nyolcadik elem között hasonlóságok mutatkoznak a tulajdonságokban. A talált szabályszerűséget Newlands a zenei skála hét hangközével analógia alapján az oktávok törvényének nevezte. Táblázatában a kémiai elemeket függőleges, egyenként hét elemből álló csoportokba rendezte, és egyúttal megállapította, hogy (egyes elemek sorrendjének csekély változtatásával) hasonló kémiai tulajdonságú elemek ugyanazon a vízszintes vonalon jelennek meg.

Kétségtelenül John Newlands volt az első, aki számos elemet adott meg az atomtömegek növekvő sorrendjében, megfelelő sorszámot adott a kémiai elemeknek, és szisztematikus kapcsolatot észlelt e sorrend és az elemek fizikai-kémiai tulajdonságai között. Azt írta, hogy egy ilyen sorrendben olyan elemek tulajdonságai ismétlődnek, amelyek ekvivalens tömegei (tömegei) 7 egységgel, vagy 7 többszörösével különböznek, vagyis mintha a sorrendben a nyolcadik elem megismétlné az első tulajdonságait. , mint a zenében a nyolcadik hang ismétli az elsőt. Newlands arra törekedett, hogy ezt a függőséget – ami a könnyű elemek esetében valóban így van – egyetemessé tegye. Táblázatában a hasonló elemek vízszintes sorokban helyezkedtek el, azonban gyakran egy sorba kerültek teljesen eltérő tulajdonságú elemek. Ezenkívül Newlandsnek néhány cellában két elemet kellett befogadnia; végül a táblázat nem tartalmazott üres helyeket; ennek következtében az oktávok törvényét nagy szkepticizmussal fogadták.

Odling és Meier asztalok

Elem tulajdonságai, és ezért az általuk alkotott egyszerű és összetett testek tulajdonságai, periodikusan atomsúlyuktól függenek .

Ezzel egy időben Mengyelejev periódusos rendszerének klasszikussá vált formát (ún. rövid periódusú változatot) adott.

Elődeivel ellentétben Mengyelejev nemcsak táblázatot állított össze, és rámutatott a kétségtelen minták jelenlétére az atomtömegek számértékeiben, hanem úgy döntött, hogy ezeket a mintákat hívja. általános természeti törvény... Abból a feltételezésből kiindulva, hogy az atomtömeg előre meghatározza Egy elem tulajdonságainak vizsgálatára vállalta a bátorságot, hogy megváltoztassa egyes elemek elfogadott atomsúlyát, és részletesen leírja a még fel nem fedezett elemek tulajdonságait. Az egyszerű anyagok és vegyületek tulajdonságainak előrejelzéséhez Mengyelejev abból a tényből indult ki, hogy az egyes elemek tulajdonságai köztesek a periódusos rendszer csoportjában található két szomszédos elem megfelelő tulajdonságai között (vagyis fent és lent), és egyidejűleg két szomszédos eleme között. elemei a periódusban (bal és jobb) (azaz n. "csillagszabály").

DI Mengyelejev évekig küzdött a Periodikus Törvény elismeréséért; elképzelései csak a Mengyelejev által megjósolt elemek felfedezése után kaptak elismerést: az ekaalumínium, az ekabor és az ecasilicium, illetve a gallium (Paul Lecoq de Boisbaudran), a szkandium (Lars Nilsson) és a germánium (Clemens Winkler,). Az 1880-as évek közepétől a periódusos törvényt végül a kémia egyik elméleti alapjaként ismerték el.

A periódusos jog fejlődése a XX

A periodikus törvény megnyilvánulásai az elektronaffinitási energiával kapcsolatban

Az atomok elektronhoz való affinitásának energiáinak periodicitása természetesen ugyanazokkal a tényezőkkel magyarázható, amelyeket az ionizációs potenciálok tárgyalásánál már megjegyeztek (lásd az elektron affinitási energiájának meghatározását).

A legnagyobb affinitást az elektronhoz az p- a VII. csoport elemei. A legkisebb elektronaffinitás az s 2 (,,) és s 2 p 6 (,) konfigurációjú vagy félig töltött atomokra vonatkozik. p-pályák (,,):

Az elektronegativitás periodikus törvényének megnyilvánulásai

Szigorúan véve az állandó elektronegativitás nem tulajdonítható egy elemnek. Az atom elektronegativitása számos tényezőtől függ, különösen az atom vegyértékállapotától, a formális oxidációs állapottól, a koordinációs számtól, a molekularendszerben az atom környezetét alkotó ligandumok természetétől és néhány mástól. . Az utóbbi időben az elektronegativitás jellemzésére egyre gyakrabban alkalmazzák az úgynevezett orbitális elektronegativitást, amely a kötés kialakulásában részt vevő atompálya típusától, illetve elektronpopulációjától függ, vagyis attól, hogy az atompálya egy magányos elektronpár foglalja el, egyszer egy párosítatlan elektron tölti be, vagy üres. Az elektronegativitás értelmezésének és meghatározásának jól ismert nehézségei ellenére azonban mindig szükséges a molekuláris rendszerben lévő kötések természetének kvalitatív leírásához és előrejelzéséhez, beleértve a kötési energiát, az elektrontöltés eloszlását és mértékét. az ionosság, az erőállandó stb.

Az atomi elektronegativitás periodicitása a periodikus törvény fontos összetevője, és könnyen megmagyarázható az elektronegativitás értékek változhatatlan, bár nem teljesen egyértelmű függése alapján az ionizációs energiák és az elektronaffinitás megfelelő értékétől.

Időszakonként általános tendencia mutatkozik az elektronegativitás növekedésére, alcsoportokban pedig csökkenésére. A legkisebb elektronegativitás az I. csoport s-elemeinél, a legmagasabb a VII. csoport p-elemeinél.

A periódusos törvény megnyilvánulásai az atom- és ionsugárral kapcsolatban

Az atomok és ionok méretváltozásának periodikus jellege régóta ismert. A nehézség itt az, hogy az elektronikus mozgás hullámjellegéből adódóan az atomoknak nincs szigorúan meghatározott mérete. Mivel az izolált atomok abszolút méretének (sugarának) közvetlen meghatározása lehetetlen, ebben az esetben gyakran használják tapasztalati értékeiket. Ezeket a kristályokban és szabad molekulákban mért magközi távolságokból kapjuk, minden egyes magközi távolságot két részre bontva, és az egyiket az első (a megfelelő kémiai kötéssel összekapcsolt kettő közül) atom sugarával, a másikat pedig a sugárral egyenlővé téve. a második atomé. Ebben a felosztásban különféle tényezőket vesznek figyelembe, beleértve a kémiai kötés jellegét, a két kötött atom oxidációs állapotát, az egyes atomok koordinációjának jellegét stb. Ily módon az úgynevezett fémes, kovalens, ionos és van der Waals sugarakat kapjuk. A Van der Waals sugarakat a kötetlen atomok sugarának kell tekinteni; magok közötti távolságok alapján találhatók meg szilárd vagy folyékony anyagokban, ahol az atomok közel vannak egymáshoz (például a szilárd argon atomjai vagy a szilárd nitrogénben lévő két szomszédos N 2 molekula atomjai), de nem kapcsolódnak egymáshoz bármilyen kémiai kötés...

De nyilvánvalóan az izolált atom effektív méreteinek legjobb leírása a külső elektronok töltéssűrűségének fő maximumának elméletileg számított helyzete (távolsága az atommagtól). Ez az atom úgynevezett pályasugara. A pálya atomi sugarai értékeinek változásának periodicitása az elem sorszámától függően meglehetősen világosan megnyilvánul (lásd 4. ábra), és a fő pontok itt a nagyon kifejezett maximumok jelenléte, amelyek megfelelnek. az alkálifémek atomjaihoz, és ugyanazok a minimumok, amelyek megfelelnek a nemesgázoknak ... A pálya atomi sugarainak csökkenése az alkálifémről a megfelelő (legközelebbi) nemesgázra való átmenet során, a - sorozat kivételével, nem monoton, különösen akkor, ha átmeneti elemek családjai (fémek) ill. lantanidok vagy aktinidák jelennek meg az alkálifém és a nemesgáz között. Nagy időszakokban a családokban d-és f- elemeknél a sugarak kevésbé éles csökkenése figyelhető meg, mivel a pályák elektronokkal való feltöltése a külső előrétegben történik. Az elemek alcsoportjaiban az azonos típusú atomok és ionok sugara általában nő.

A periodikus törvény megnyilvánulásai az atomizációs energiával kapcsolatban

Hangsúlyozni kell, hogy egy elem oxidációs állapota, mint formai jellemző, nem ad képet sem az elem atomjainak effektív töltéséről a vegyületben, sem az atomok vegyértékéről, bár az oxidációs állapot gyakran formális vegyértéknek nevezik. Sok elem nem egy, hanem több különböző oxidációs állapotot képes felmutatni. Például a klór esetében az összes oxidációs állapot ismert -1 és +7 között, bár még egy is nagyon instabil, a mangán esetében pedig +2 és +7 között. Az oxidációs állapot legmagasabb értékei periodikusan változnak az elem sorszámától függően, de ez a periodicitás összetett. A legegyszerűbb esetben az alkálifémtől a nemesgázig terjedő elemek sorozatában a legmagasabb oxidációs állapot +1-ről (F) +8-ra (O 4) nő. Más esetekben a nemesgáz legmagasabb oxidációs foka alacsonyabb (+4 F 4), mint az előző halogéné (+7 O 4 -). Ezért a legmagasabb oxidációs állapotnak az elem sorszámától való periodikus függésének görbéjén a maximumok vagy a nemesgázra, vagy az azt megelőző halogénre esnek (a minimumok mindig az alkálifémre vonatkoznak). Kivételt képez a - sorozat, amelyben a magas oxidációs állapot általában nem ismert sem a halogén (), sem a nemesgáz () esetében, és a sorozat középső tagja, a nitrogén rendelkezik a legmagasabb oxidációs állapot értékével; ezért a sorozatban - a legmagasabb oxidációs állapot változása maximumon halad át. Általános esetben az alkálifémből halogénné vagy nemesgázzá történő elemsor legmagasabb oxidációs állapotának növekedése semmiképpen sem monoton, elsősorban az átmenetifémekkel való magas oxidációs állapot megnyilvánulása miatt. Például a sorozat legmagasabb oxidációs állapotának növekedését - +1-ről +8-ra "bonyolítja" az a tény, hogy a molibdén, technécium és ruténium esetében olyan magas oxidációs állapotok vannak, mint a +6 (О 3), +7 (2). О 7), + 8 (O 4).

A periodikus törvény megnyilvánulásai az oxidációs potenciállal kapcsolatban

Az egyszerű anyagok egyik nagyon fontos jellemzője az oxidációs potenciál, amely tükrözi az egyszerű anyagok alapvető képességét, hogy kölcsönhatásba léphessen a vizes oldatokkal, valamint a redox tulajdonságait. Az egyszerű anyagok oxidációs potenciáljának változása az elem sorszámától függően szintén periodikus. De szem előtt kell tartani, hogy egy egyszerű anyag oxidációs potenciálját különféle tényezők befolyásolják, amelyeket néha egyedileg kell figyelembe venni. Ezért az oxidációs potenciál változásának periodicitását nagyon körültekintően kell értelmezni.

Az egyszerű anyagok oxidációs potenciáljának változásában néhány specifikus szekvenciát találhatunk. Különösen a fémek sorozatában, amikor lúgosról az azt követő elemekre haladnak át, az oxidációs potenciál csökken (+ (aq) stb. - hidratált kation):

Ez könnyen megmagyarázható az atomok ionizációs energiájának növekedésével az eltávolított vegyértékelektronok számának növekedésével. Ezért az egyszerű anyagok oxidációs potenciáljának az elem sorszámától való függésének görbéjén az alkálifémeknek megfelelő maximumok vannak. De nem ez az egyetlen oka az egyszerű anyagok oxidációs potenciáljának változásának.

Belső és másodlagos periodicitás

s- és R-elemek

Fentebb az atomok ionizációs energiája, az atomok elektronaffinitásának energiája, az elektronegativitás, az atomi és ionos sugarak, az egyszerű anyagok porlasztási energiája, az oxidációs állapot változásának természetére vonatkozó általános tendenciák. , az egyszerű anyagok oxidációs potenciálját egy elem rendszámából veszik figyelembe. E tendenciák alaposabb vizsgálatával megállapítható, hogy az elemek tulajdonságainak változásának mintázatai periódusonként és csoportonként sokkal bonyolultabbak. Az elemek tulajdonságainak periódus alatti változásának természetében a belső periodicitás nyilvánul meg, és a csoporton belül -

4.1. D.I. periodikus törvénye. Mengyelejev

A periodikus törvény a kémiai tudomány legnagyobb vívmánya, minden modern kémia alapja. Felfedezésével a kémia megszűnt leíró tudomány lenni, lehetővé vált benne a tudományos előrelátás.

A periodikus törvény nyitva áll D. I. Mengyelejev 1869-ben a tudós a következőképpen fogalmazta meg ezt a törvényt: "Az egyszerű testek tulajdonságai, valamint az elemek vegyületeinek formái és tulajdonságai periodikusan függenek az elemek atomtömegének értékétől."

Az anyag szerkezetének részletesebb vizsgálata kimutatta, hogy az elemek tulajdonságainak periodicitása nem az atomtömegnek, hanem az atomok elektronszerkezetének köszönhető.

A nukleáris töltés olyan jellemző, amely meghatározza az atomok elektronszerkezetét, és ennek következtében az elemek tulajdonságait. Ezért a modern megfogalmazásban a periódusos törvény így hangzik: az egyszerű anyagok tulajdonságai, valamint az elemek vegyületeinek formái és tulajdonságai periodikusan függenek a sorszámtól (az atommag töltésének nagyságától). atomjaik).

A periódusos törvény kifejezése az elemek periódusos rendszere.

4.2. D. I. Mengyelejev periódusos rendszere

A D.I. elemeinek periódusos rendszere. Az 1, 2, 3, 4, 5, 6 periódusok rendre 2, 8, 8, 18, 18, 32 elemet tartalmaznak. A hetedik időszak még nem zárult le. Az 1., 2. és 3. periódusokat hívják kicsi, a maradék - nagy.

Minden periódus (az első kivételével) alkálifém atomokkal kezdődik (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) és egy nemesgázzal (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) végződik, amelyet egy tipikus nem- fém. Balról jobbra haladva a fémes tulajdonságok fokozatosan gyengülnek, a nemfémes tulajdonságok pedig növekednek, mivel az atommagok pozitív töltésének növekedésével a külső szinten lévő elektronok száma nő.

Az első időszakban a héliumon kívül csak egy elem van - a hidrogén. Hagyományosan az IA vagy VIIA alcsoportba sorolják, mivel hasonlóságot mutat az alkálifémekkel és a halogénekkel. A hidrogénnek az alkálifémekkel való hasonlósága abban nyilvánul meg, hogy a hidrogén az alkálifémekhez hasonlóan redukálószer, és egy elektron leadásával egyszeresen töltött kationt képez. A hidrogénnek több a közös a halogénekkel: a hidrogén a halogénekhez hasonlóan nemfém, molekulája kétatomos, oxidáló tulajdonságokat mutathat, sószerű hidrideket képezhet aktív fémekkel, például NaH-val, CaH 2 -vel.

A negyedik periódusban a Ca után 10 átmeneti elem van (Sc - Zn dekád), ezt követi a periódus fennmaradó 6 fő eleme (Ga - Kr). Az ötödik periódus is hasonlóan épül fel. Koncepció átmeneti elemáltalában bármely d- vagy f-vegyértékű elektront tartalmazó elemre utalnak.

A hatodik és hetedik periódusban az elemek dupla beillesztése van. A Ba elemet a d-elemek beépülő dekádja követi (La - Hg), az első La átmeneti elem után pedig 14 f-elem - lantanidok(Ce - Lu). A Hg után ott van a hatodik periódus fennmaradó 6 fő p-eleme (Tl - Rn).

A hetedik (befejezetlen) periódusban az Ac-t 14 f-elem követi. aktinidák(Th - Lr). A közelmúltban az La-t és az Ac-et a lantanidokhoz, illetve az aktinidákhoz rendelték. A lantanidok és az aktinidák külön vannak felsorolva a táblázat alján.

Így a periódusos rendszer minden eleme szigorúan meghatározott pozíciót foglal el, amely meg van jelölve sorrendi, vagy atom, szám.

A periódusos rendszerben nyolc csoport helyezkedik el függőlegesen (I - VIII), amelyek viszont alcsoportokra oszlanak - fő, vagy az A alcsoportok és oldal, vagy B alcsoport. A VIIIB alcsoport speciális, tartalmazza triádok a vas (Fe, Co, Ni) és a platinafémek (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt) családját alkotó elemek.

Az egyes alcsoportokon belüli elemek hasonlósága a periódusos rendszer legszembetűnőbb és legfontosabb mintája. A fő alcsoportokban, felülről lefelé, a fémes tulajdonságok javulnak, és a nemfémes tulajdonságok gyengülnek. Ebben az esetben az alcsoport legalacsonyabb oxidációs állapotú elemeinek vegyületeinek stabilitása nő. Az oldalsó alcsoportokban - ellenkezőleg - felülről lefelé a fémes tulajdonságok gyengülnek, és a legmagasabb oxidációs állapotú vegyületek stabilitása nő.

4.3. Az atomok periódusos rendszere és elektronikus konfigurációi

Mivel a reagáló atomok magjai a kémiai reakciók során nem változnak, az atomok kémiai tulajdonságai az elektronikus héjuk szerkezetétől függenek.

Az atomok elektronrétegeinek és elektronikus héjainak kitöltése a Pauli-elv és a Hund-szabály szerint történik.

Pauli-elv (Pauli-tilalom)

Egy atomban két elektronnak nem lehet négy azonos kvantumszáma (egy atompályán legfeljebb két elektron lehet).

A Pauli-elv meghatározza az elektronok maximális számát egy adott főkvantumszámmal n(azaz adott elektronrétegen található): N n = 2n 2. Az első elektronrétegen (energiaszint) legfeljebb 2 elektron lehet, a másodikon - 8, a harmadikon - 18 stb.

A hidrogénatomban például egy elektron van, amely az 1s - állapotban az első energiaszinten van. Ennek az elektronnak a spinje tetszőlegesen irányítható (m s = +1/2 vagy m s = –1/2). Még egyszer hangsúlyozni kell, hogy az első energiaszint egy alszintből áll - 1s, a második energiaszint - két alszintből - 2s és 2p, a harmadik - három alszintből - 3s, 3p, 3d stb. Az alszint viszont pályákat tartalmaz, amelyek számát az oldalkvantumszám határozza meg l és egyenlő (2 l + 1). Minden pályát hagyományosan egy cella jelöl, a rajta lévő elektront egy nyíl jelzi, amelynek iránya ennek az elektronnak a spinjének irányát jelzi. Ez azt jelenti, hogy a hidrogénatomban lévő elektron állapota ábrázolható 1s 1-ként vagy kvantumcellaként. 4.1:

Rizs. 4.1. Egy elektron szimbóluma egy hidrogénatomban 1s pályán

A héliumatom mindkét elektronjára n = 1, l = 0, m l= 0, m s = +1/2 és –1/2. Ezért a hélium elektronikus képlete 1s 2. A hélium elektronhéja teljes és nagyon stabil. A hélium nemesgáz.

Pauli elve szerint egy pályán nem lehet két párhuzamos spinű elektron. A lítiumatom harmadik elektronja a 2s pályát foglalja el. A Li elektronikus konfigurációja 1s 2 2s 1, míg a berillium 1s 2 2s 2. Mivel a 2s-pálya tele van, a bóratom ötödik elektronját a 2p-pálya foglalja el. Nál nél n= 2 oldali (pálya) kvantumszám l a 0 és 1 értéket veszi fel l = 0 (2s-állapot) m l= 0, és for l = 1 (2p - állapot) m l egyenlő lehet +1-gyel; 0; -1. A 2p állapot három energiacellának felel meg, ábra. 4.2.

Rizs. 4.2. A bór atom elektronjainak elrendezése pályákon

A nitrogénatom esetében (elektronikus konfiguráció 1s 2 2s 2 2p 3, két elektron az első szinten, öt a másodikon) az elektronszerkezet következő két változata lehetséges, ábra. 4.3:

Rizs. 4.3. A nitrogénatom elektronjainak pályákon való elrendezésének lehetséges változatai

Az első sémában, a 4.3a. ábra, a teljes pörgés 1/2 (+1/2 –1/2 +1/2), a másodikban (4.3b. ábra) a teljes pörgés 3/2 ( +1/2 + 1/2 +1/2). A pörgetések helyét meghatározzák Hund szabály amely így szól: az energiaszintek feltöltése úgy történik, hogy az összpörgés maximális legyen.

És így , A nitrogénatom két fenti szerkezeti sémája közül a stabil állapot (legkisebb energiájú) az elsőnek felel meg, ahol minden p-elektron különböző pályát foglal el. Az alszint pályái a következőképpen vannak kitöltve: először egy elektron azonos spinekkel, majd egy második elektron ellentétes spinekkel.

A nátriummal kiindulva a harmadik n = 3 energiaszintet töltjük ki.. A harmadik periódusú elemek atomjainak elektronjainak eloszlását pályákon az ábra mutatja. 4.4.

Rizs. 4.4. Elektronok eloszlása ​​a pályán a harmadik periódus elemeinek atomjainál alapállapotban

Egy atomban minden elektron egy üres pályát foglal el, amelynek a legkisebb energiája, amely megfelel az atommaggal való legnagyobb kötésének. 1961-ben V.M. Klecskovszkij általános javaslatot fogalmazott meg, amely szerint az elektronpályák energiája a fő és a másodlagos kvantumszámok összegének növekedési sorrendjében növekszik ( n + l), és ezen összegek egyenlősége esetén a kisebb energiával az a pálya rendelkezik, amelynek az n főkvantumszáma kisebb.

Az energiaszintek sorrendje az energia növekvő sorrendjében megközelítőleg a következő:

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

Tekintsük az elektronok eloszlását a negyedik periódus elemeinek atompályáin (4.5. ábra).

Rizs. 4.5. Az elektronok eloszlása ​​alapállapotban a negyedik periódus elemeinek atomjainak pályáján

A kálium (elektronikus konfiguráció 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1) és a kalcium (elektronikus konfiguráció 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2) után elektronok töltik ki a belső 3d héjat Sc - Zn. ... Meg kell jegyezni, hogy két anomália van: a Cr és a Cu atomokban 4-gyel s-héj nem két elektront tartalmaz, hanem egyet, azaz. megtörténik a külső 4s-elektron úgynevezett „bemerülése” az előző 3d-héjba. A króm atom elektronszerkezete a következőképpen ábrázolható (4.6. ábra).

Rizs. 4.6. Az elektronok pályaeloszlása ​​króm atomra

A töltési sorrend "megsértésének" fizikai oka az elektronpályák atommag felé történő eltérő áthatolóképességével, a d 5 és d 10, f 7 és f 14 elektronikus konfigurációk különleges stabilitásával jár, amelyek megfelelnek a elektronpályák feltöltése egy vagy két elektronnal, valamint a töltésmagok belső elektronrétegeinek árnyékoló hatása.

A Mn-, Fe-, Co-, Ni-, Cu- és Zn-atomok elektronikus konfigurációját a következő képletek tükrözik:

25 Mn 1 s 2 2 s 2 2p 6 3 s 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 2p 6 3s 2 3p 6 3d 7 4s 2,

28 Ni 1s 2 2s 2 2p 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.

A cink után a 31-es - gallium -tól a 36-os elemig - kriptonig a negyedik réteg (4p - héj) feltöltése folytatódik. Ezen elemek elektronikus konfigurációi a következők:

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 Mint 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3,

34 Se 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4,

35 Br 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5,

36 Kr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6.

Meg kell jegyezni, hogy ha a Pauli-kizárást nem sértik, akkor a gerjesztett állapotú elektronok más atompályákon is elhelyezkedhetnek.

4.4. A kémiai elemek típusai

A periódusos rendszer összes eleme négy típusba sorolható:

1. Az atomoknál s – elemek a külső réteg (n) s – héjai megtelnek. Az s-elemek közé tartozik a hidrogén, a hélium és az egyes periódusok első két eleme.

2. Az atomoknál p-elemek a külső szint (np) p-héjai tele vannak elektronokkal. A p-elemek minden periódus utolsó 6 elemét tartalmazzák (az első kivételével).

3. Van d-elemek elektronokkal töltve d – a második külső szint héja (n – 1) d. Ezek az s– és p– elemek között elhelyezkedő évtizedes nagy periódusok beillesztett elemei.

4. Van f-elemek elektronokkal feltöltve f – a harmadik külső szint alszintje (n – 2) f. Az f-elemek családjába tartoznak a lantanidok és az aktinidák.

A gerjesztetlen atomok elektronszerkezetét figyelembe véve, az elem sorszámától függően, a következő:

Bármely elem atomjának energiaszintjeinek (elektronikus rétegeinek) száma megegyezik annak a periódusnak a számával, amelyben az elem található. Ez azt jelenti, hogy az s-elemek minden periódusban, a p-elemek a második és az azt követő periódusokban, a d-elemek a negyedik és az azt követő periódusokban, az f-elemek pedig a hatodik és hetedik periódusban vannak.

A periódusszám egybeesik az atom külső elektronjainak főkvantumszámával.

Az s– és p –elemek fő alcsoportokat, a d –elemek mellékalcsoportokat, az f –elemek lantanida- és aktinidcsaládokat alkotnak. Így az alcsoportba olyan elemek tartoznak, amelyek atomjai rendszerint hasonló szerkezetűek, nemcsak a külső, hanem a külső réteg előtt is (kivéve azokat az elemeket, amelyekben az elektron "bemerül").

A csoportszám általában azt jelzi, hogy hány elektron vehet részt a kémiai kötések kialakításában. Ez a csoportszám fizikai jelentése. Az oldalsó alcsoportok elemeinél a vegyértékelektronok nemcsak a külső, hanem az utolsó előtti héjakból is állnak. Ez a fő különbség a fő és a másodlagos alcsoport elemeinek tulajdonságaiban.

A d- vagy f-elektron vegyértékkel rendelkező elemeket átmenetinek nevezzük.

A csoportszám általában megegyezik az általuk a vegyületekben mutatott elemek legmagasabb pozitív oxidációs állapotával. Kivétel a fluor – oxidációs állapota –1; a VIII. csoport elemei közül csak Os, Ru és Xe ismert +8 oxidációs állapotú.

4.5. Az elemek atomjai tulajdonságainak periodikussága

Az atomok olyan jellemzői, mint sugaruk, ionizációs energiájuk, elektronaffinitásuk, elektronegativitásuk, oxidációs állapotuk az atom elektronszerkezetéhez kapcsolódnak.

Tegyen különbséget a fématomok sugarai és a nemfém atomok kovalens sugarai között. A fématomok sugarait atomközi távolságok alapján számítják ki, amelyek a legtöbb fém esetében jól ismertek a kísérleti adatokból. Ebben az esetben egy fématom sugara egyenlő a két szomszédos atom középpontja közötti távolság felével. Hasonló módon számítjuk ki az egyszerű anyagok molekuláiban és kristályaiban lévő nemfémek kovalens sugarait is. Minél nagyobb az atomsugár, annál könnyebb a külső elektronok leválasztása az atommagról (és fordítva). Az atomi sugaraktól eltérően az ion sugarai egyezményes értékek.

Balról jobbra, periódusonként a fémek atomi sugarainak értéke csökken, a nemfémek atomi sugarai pedig komplex módon változnak, mivel ez a kémiai kötés természetétől függ. A második periódusban például az atomok sugara először csökken, majd növekszik, különösen élesen a nemesgázatomra való átmenetben.

A fő alcsoportokban az elektronrétegek számának növekedésével az atomsugár felülről lefelé haladva nő.

A kation sugara kisebb, mint a megfelelő atom sugara, és a kation pozitív töltésének növekedésével a sugara csökken. Éppen ellenkezőleg, az anion sugara mindig nagyobb, mint a megfelelő atom sugara. Az azonos számú elektront tartalmazó részecskéket (atomokat és ionokat) izoelektronikusnak nevezzük. Az izoelektronikus ionok sorozatában a sugár csökken az ion negatív sugarának csökkenésével és pozitív sugarának növekedésével. Ilyen csökkenés következik be például a következő sorozatokban: O 2–, F -, Na +, Mg 2+, Al 3+.

Ionizációs energia- az elektron leválasztásához szükséges energia az atomról alapállapotban. Általában elektronvoltban fejezik ki (1 eV = 96,485 kJ / mol). A balról jobbra haladó időszakban az ionizációs energia a magtöltés növekedésével növekszik. A fő alcsoportokban felülről lefelé csökken, mivel az elektron távolsága az atommagtól megnő és a belső elektronrétegek árnyékoló hatása nő.

A 4.1. táblázat az ionizációs energiák (az első, második stb. elektronok elválasztási energiái) értékeit mutatja egyes atomokra vonatkozóan.

A második periódusban, amikor Li-ből Ne-be lépünk, az első elektron leválási energiája megnő (lásd 4.1. táblázat). A táblázatból azonban látható, hogy az ionizációs energia egyenetlenül növekszik: a berilliumot és a nitrogént követő bórnál és oxigénnél enyhe csökkenése figyelhető meg, ami az atomok elektronszerkezetének sajátosságaiból adódik.

A berillium külső s-héja teljesen megtelt, ezért a következő bórhoz egy elektron lép a p-pályára. Ez a p-elektron kevésbé kötődik az atommaghoz, mint az s-elektron, ezért a p-elektronok leválása kevesebb energiát igényel.

4.1. táblázat.

Ionizációs energiák én egyes elemek atomjai

A nitrogénatom minden p-pályáján egy elektron van. Az oxigénatomnál egy elektron lép a p-pályára, amelyet már egy elektron foglal el. Két elektron ugyanazon a pályán erősen taszít, ezért könnyebb leszakítani elektront oxigénatomról, mint nitrogénatomról.

Az alkálifémek a legalacsonyabb ionizációs energiával rendelkeznek, ezért hangsúlyos fémes tulajdonságokkal rendelkeznek, a legnagyobb ionizációs energia az inert gázokban van.

Elektronaffinitás- az az energia, amely akkor szabadul fel, amikor egy elektron semleges atomhoz kapcsolódik. Az elektronaffinitást, az ionizációs energiához hasonlóan, általában elektronvoltban fejezzük ki. A legnagyobb affinitás az elektronokhoz a halogénekben, a legalacsonyabb az alkálifémekben található. A 4.2. táblázat mutatja az egyes elemek atomjaira vonatkozó elektronaffinitás értékeit.

4.2. táblázat.

Egyes elemek atomjainak elektronaffinitása

Elektronegativitás- egy molekulában vagy ionban lévő atom azon képessége, hogy vonzza más atomok vegyértékelektronjait. Az elektronegativitás (EO) mint mennyiségi mérőszám hozzávetőleges érték. Körülbelül 20 elektronegativitási skálát javasoltak, amelyek közül a L. Pauling által kifejlesztett skála kapta a legnagyobb elismerést. ábrán. A 4.7 az EO Pauling szerinti értékeit mutatja.

Rizs. 4.7. Az elemek elektronegativitása (Pauling szerint)

A Pauling-skála összes eleme közül a legelektronegatívabb a fluor. Ennek EO-ját 4-nek tekintjük. A legkisebb elektronegatív a cézium. A hidrogén közbenső pozíciót foglal el, mivel egyes elemekkel kölcsönhatásba lépve elektront ad fel, másokkal kölcsönhatásba lépve pedig felvesz.

4.6. A vegyületek sav-bázis tulajdonságai; Kossel séma

Az elemek vegyületeinek sav-bázis tulajdonságaiban bekövetkezett változás természetének magyarázatára Kossel (Németország) egy egyszerű sémát javasolt, amely azon a feltételezésen alapul, hogy a molekulákban tisztán ionos kötés van, és az ionok között Coulomb-kölcsönhatás megy végbe. Kossel diagramja az E-H és E-O-H kötéseket tartalmazó vegyületek sav-bázis tulajdonságait írja le, az atommag töltésétől és az ezeket alkotó elem sugarától függően.

A két fém-hidroxid, például a LiOH és a KOH Kossel-diagramja az ábrán látható. 4.8.

Rizs. 4.8. Kossel diagram LiOH és KOH esetén

Amint a bemutatott sémából látható, a Li + ion sugara kisebb, mint a K + ioné, és az OH - - csoport erősebben kötődik a lítium kationhoz, mint a kálium kationhoz. Ennek eredményeként a KOH könnyebben disszociál oldatban, és a kálium-hidroxid alapvető tulajdonságai is hangsúlyosabbak lesznek.

Hasonló módon elemezhető a két bázisra, a CuOH-ra és a Cu(OH)2-re vonatkozó Kossel-séma. Mivel a Cu 2+ ion sugara kisebb és a töltése nagyobb, mint a Cu + ioné, az OH - csoport erősebben fogja a Cu 2+ iont. Ennek eredményeként a Cu(OH)2 bázis gyengébb lesz, mint a CuOH.

És így, a bázisok erőssége a kation sugarának növekedésével és pozitív töltésének csökkenésével nő.

A fő alcsoportokban felülről lefelé a bázisok erőssége növekszik, mivel az elemek ionjainak sugara ebben az irányban nő. A balról jobbra haladó periódusokban az elemek ionjainak sugara csökken, pozitív töltésük növekszik, ezért ebben az irányban a bázisok erőssége csökken.

A két anoxikus sav, például a HCl és a HI Kossel-diagramja az ábrán látható. 4.9

Rizs. 4.9. Kossel diagram HCl és HI esetén

Mivel a kloridion sugara kisebb, mint a jodidioné, a H + ion erősebben kötődik a sósavmolekulában lévő anionhoz, amely gyengébb lesz, mint a sósav. És így, az anoxikus savak erőssége a negatív ion sugarának növekedésével nő.

Az oxigénnel dúsított savak erőssége ezzel ellentétes módon változik. Az ionsugár csökkenésével és pozitív töltésének növekedésével növekszik. ábrán. A 4.10. ábra a Kossel-sémát mutatja két savra, HClO és HClO 4.

Rizs. 4.10. Kossel diagram HClO és HClO 4 esetén

A C1 7+ ion szorosan kötődik az oxigénionhoz, így a proton könnyebben leszakad a НС1О 4 molekulában. Ugyanakkor a C1 + ion kötése az O 2- ionnal kevésbé erős, és a HC1O molekulában a protont erősebben fogja az O 2- anion. Ennek eredményeként a HClO 4 erősebb sav lesz, mint a HClO.

A Kossel-séma előnye, hogy egy egyszerű modell segítségével lehetővé teszi a vegyületek sav-bázis tulajdonságainak változásának természetét hasonló anyagok sorozatában. Ez a rendszer azonban pusztán minőségi. Csak a vegyületek tulajdonságainak összehasonlítását teszi lehetővé, és nem teszi lehetővé egy tetszőlegesen kiválasztott vegyület sav-bázis tulajdonságainak meghatározását. Ennek a modellnek az a hátránya, hogy csak elektrosztatikus koncepciókra épül, miközben a természetben nincs tiszta (száz százalékos) ionkötés.

4.7. Az elemek és vegyületeik redox tulajdonságai

Az egyszerű anyagok redox tulajdonságainak változása könnyen megállapítható, ha figyelembe vesszük a megfelelő elemek elektronegativitása változásának természetét. A fő alcsoportokban felülről lefelé az elektronegativitás csökken, ami az oxidálóképesség csökkenéséhez és a redukáló tulajdonságok ilyen irányú növekedéséhez vezet. Balról jobbra haladva az elektronegativitás növekszik. Ennek eredményeként ebben az irányban az egyszerű anyagok redukáló tulajdonságai csökkennek, az oxidáló tulajdonságok pedig nőnek. Így az erős redukálószerek az elemek periódusos rendszerének bal alsó sarkában találhatók (kálium, rubídium, cézium, bárium), míg az erős oxidálószerek a jobb felső sarokban (oxigén, fluor, klór).

Az elemek vegyületeinek redox tulajdonságai természetüktől, az elemek oxidációs állapotának nagyságától, az elemek periódusos rendszerben elfoglalt helyzetétől és számos egyéb tényezőtől függenek.

A fő alcsoportokban felülről lefelé az oxigéntartalmú savak oxidációs tulajdonságai, amelyekben a központi elem atomjai azonos oxidációs állapotúak, csökkennek. A salétromsav és a tömény kénsav erős oxidálószer. Az oxidáló tulajdonságok annál erősebben nyilvánulnak meg, minél nagyobb az elem pozitív oxidációs állapota a vegyületben. A kálium-permanganát és a kálium-dikromát erős oxidáló tulajdonságokkal rendelkezik.

A fő alcsoportokban az egyszerű anionok redukáló tulajdonságai felülről lefelé nőnek. Erős redukálószerek a HI, H 2 S, jodidok és szulfidok.

Az alkimisták is igyekeztek olyan természettörvényt találni, amely alapján a kémiai elemek rendszerezhetők. De hiányoztak a megbízható és részletes információk az elemekről. A XIX. század közepére. A kémiai elemekkel kapcsolatos ismeretek elegendőek lettek, és az elemek száma annyira megnőtt, hogy a tudományban természetes igény merült fel osztályozásukra. Az elemek fémekre és nemfémekre való osztályozására tett első kísérletek tarthatatlanok voltak. D. I. Mengyelejev elődei (I. V. Debereiner, J. A. Newlands, L. Yu. Meyer) sokat tettek a periodikus törvény felfedezésének előkészítéséért, de nem tudták felfogni az igazságot. Dmitrij Ivanovics kapcsolatot teremtett az elemek tömege és tulajdonságai között.

Dmitrij Ivanovics Tobolszkban született. Ő volt a tizenhetedik gyermek a családban. A szülővárosában végzett középiskola elvégzése után Dmitrij Ivanovics belépett a szentpétervári Főpedagógiai Intézetbe, majd két évre aranyéremmel távozott külföldi tudományos útra. Hazatérése után meghívták a szentpétervári egyetemre. Mengyelejev, amikor kémiából kezdett előadást tartani, nem talált semmit, amit tankönyvként ajánlhatna a hallgatóknak. És úgy döntött, hogy új könyvet ír - "A kémia alapjai".

A periodikus törvény felfedezését 15 év kemény munka előzte meg. 1869. március 1-jén Dmitrij Ivanovics szándékában állt elhagyni Pétervárt a tartományba üzleti ügyben.

A periodikus törvényt az atom jellemzői - a relatív atomtömeg - alapján fedezték fel .

Mengyelejev a kémiai elemeket atomtömegük növelésének sorrendjében rendezte, és észrevette, hogy az elemek tulajdonságai egy bizonyos időközönként – egy periódus után – ismétlődnek, Dmitrij Ivanovics a periódusokat egymás alá rendezte úgy, hogy a hasonló elemek egymás alá helyezkedjenek. egyéb - ugyanarra a függőlegesre, így épültek fel a periodikus rendszer elemei.

1869. március 1 A periodikus törvény megfogalmazása D.I. Mengyelejev.

Az egyszerű anyagok tulajdonságai, valamint az elemek vegyületeinek formái és tulajdonságai periodikusan függenek az elemek atomtömegének értékétől.

Sajnos eleinte még az orosz tudósok körében is nagyon kevesen támogatták a periodikus törvényt. Sok ellenfél van, főleg Németországban és Angliában.
A periodikus törvény felfedezése a tudományos előrelátás ragyogó példája: 1870-ben Dmitrij Ivanovics megjósolta három akkor még ismeretlen elem létezését, amelyeket ekasiliciumnak, ekaaluminiumnak és ekabornak nevezett el. Pontosan meg tudta jósolni az új elemek legfontosabb tulajdonságait. És most, 5 évvel később, 1875-ben a francia tudós P.E. Lecoq de Boisbaudran, aki semmit sem tudott Dmitrij Ivanovics munkáiról, új fémet fedezett fel, galliumnak nevezte el. A gallium számos tulajdonságában és felfedezési módszerében egybeesett a Mengyelejev által megjósolt eka-alumíniummal. A súlya azonban kisebbnek bizonyult a vártnál. Ennek ellenére Dmitrij Ivanovics levelet küldött Franciaországnak, ragaszkodva az előrejelzéséhez.
A tudományos világot megdöbbentette Mengyelejev jóslata a tulajdonságokról ekaalumínium olyan pontosnak bizonyult. Ettől a pillanattól kezdve a periódusos törvény kezd meghonosodni a kémiában.
1879-ben Svédországban L. Nilsson felfedezte a skandiumot, amely a Dmitrij Ivanovics által megjósolt ekabor .
1886-ban K. Winkler Németországban felfedezte a germániumot, amelyről kiderült, hogy az ecasilicon .

De Dmitrij Ivanovics Mengyelejev zsenialitása és felfedezései nemcsak ezek a jóslatok!

A periódusos rendszer négy helyén D.I.Mengyelejev az elemeket nem a növekvő atomtömegek sorrendjében rendezte:

Még a 19. század végén D.I. Mengyelejev azt írta, hogy úgy tűnik, az atom más kisebb részecskékből áll. 1907-ben bekövetkezett halála után bebizonyosodott, hogy az atom elemi részecskékből áll. Az atom szerkezetének elmélete megerősítette Mengyelejev helyességét, ezeknek az elemeknek az atomtömeg-növekedéssel nem összhangban történő átrendezése teljes mértékben indokolt.

A periodikus törvény modern megfogalmazása.

A kémiai elemek és vegyületeik tulajdonságai periodikusan függnek az atommagjaik töltési értékétől, ami a külső vegyérték-elektronhéj szerkezetének periodikus megismétlődésében fejeződik ki.
És most, több mint 130 évvel a periódusos törvény felfedezése után, visszatérhetünk Dmitrij Ivanovics szavaihoz, amelyeket leckénk mottójaként vettünk: „A jövő nem fenyegeti a periódusos törvényt pusztítással, hanem csak a felépítményt és fejlesztést ígérnek." Hány kémiai elemet fedeztek fel jelenleg? És ez messze van a határtól.

A periodikus törvény grafikus ábrázolása a kémiai elemek periódusos rendszere. Ez az elemek és vegyületeik teljes kémiájának rövid áttekintése.

Tulajdonságok változása a periódusos rendszerben az atomtömegek értékének növekedésével a periódusban (balról jobbra):

1. A fémes tulajdonságok csökkennek

2. A nem fémes tulajdonságok nőnek

3. A magasabb rendű oxidok és hidroxidok tulajdonságai a bázikustól az amfoteren át a savasig változnak.

4. A magasabb oxidok képleteiben szereplő elemek vegyértéke től növekszik énelőttVii, és az illékony hidrogénvegyületek képleteiben től ​​csökken IV előttén.