Wie ontdekte de periodieke wet en creëerde psche. Groepen en perioden van het periodiek systeem

Pagina 1

De moderne formulering van de periodieke wet is als volgt: de eigenschappen van elementen, evenals de eigenschappen en vormen van hun verbindingen, zijn periodiek afhankelijk van de ladingen van de kernen van de atomen van de elementen.

De moderne formulering van de periodieke wet van DI Mendelejev is als volgt: de eigenschappen van chemische elementen, evenals de vormen en eigenschappen van verbindingen van elementen, zijn periodiek afhankelijk van de grootte van de lading van atoomkernen. Het is alleen gebaseerd op nieuwe gegevens die de wet en het systeem wetenschappelijke validiteit geven en hun juistheid bevestigen.

De moderne formulering van de periodieke wet: de eigenschappen van eenvoudige stoffen en de eigenschappen van verbindingen van elementen zijn periodiek afhankelijk van de lading van de kern (atoom) van het element.

De moderne formulering van de periodieke wet van D.I.Mendelejev is als volgt: de eigenschappen van chemische elementen, evenals de vormen en eigenschappen van verbindingen van elementen, zijn periodiek afhankelijk van de lading van atoomkernen. Het is alleen gebaseerd op nieuwe gegevens die de wet en het systeem wetenschappelijke validiteit geven en hun juistheid bevestigen.

De moderne formulering van de periodieke wet van D.I.Mendelejev is als volgt: de eigenschappen van elementen, evenals de vormen en eigenschappen van verbindingen van elementen, zijn periodiek afhankelijk van de grootte van de lading van de kernen van hun atomen.

De moderne formulering van de periodieke wet van D.I.Mendelejev is als volgt: de eigenschappen van chemische elementen, evenals de vormen en eigenschappen van verbindingen van elementen, zijn periodiek afhankelijk van de grootte van de lading van atoomkernen. Het is alleen gebaseerd op nieuwe gegevens die de wet en het systeem wetenschappelijke validiteit geven en hun juistheid bevestigen.

Hoe de moderne formulering van de periodieke wet verschilt van de vorige en waarom deze nauwkeuriger is.

Het is opgenomen in de moderne formulering van de periodieke wet van D. I. Mendelejev: de eigenschappen van elementen zijn periodiek afhankelijk van het serienummer.

Waarom de formulering van D.I.Mendelejev en de moderne formulering van de periodieke wet elkaar niet tegenspreken.

Op basis van de wet van Moseley en de ontdekkingen van Rutherford en Chadwick is het mogelijk om een ​​moderne formulering te geven van de periodieke wet van DIMendelejev: de eigenschappen van chemische elementen en hun verbindingen zijn periodiek afhankelijk van de grootte van de positieve ladingen van de kernen van hun atomen.

Het idee van de grootte van de nucleaire lading als een bepalende eigenschap van het atoom vormde de basis van de moderne formulering van de periodieke wet van D.I.

We zien dat de atomen van hetzelfde element verschillen in de grootte van hun atoomgewicht, en daarom worden de chemische eigenschappen van de elementen niet bepaald door hun atoomgewicht, maar door de lading van de atoomkern. Daarom zegt de moderne formulering van de periodieke wet: de eigenschappen van elementen zijn periodiek afhankelijk van hun serienummers.

Studies naar de structuur van atomen hebben aangetoond dat de belangrijkste en meest stabiele eigenschap van een atoom de positieve lading van de kern is. Daarom is de moderne formulering van de periodieke wet van D. I. Mendelejev als volgt: de eigenschappen van chemische elementen en hun verbindingen zijn periodiek afhankelijk van de ladingen van de kernen van de atomen van de elementen.

Het gevestigde verhaal weerleggend dat de briljante ontdekking in het veld slechts een nachtmerrie was, moet worden gezegd dat veel wetenschappers vóór Mendelejev pogingen deden om een ​​chemisch systeem te creëren. De basis werd gelegd door de Duitse wetenschapper I.V. Döbereiner, de Fransman A. de Chancourtois en enkele anderen.

D.I. zelf Mendelejev voerde ongelooflijk veel experimenten uit en bracht ongeveer twintig jaar van zijn leven door op zoek naar de waarheid. Hij vormde de basiswaarden en functies van elementen, evenals hun eigenschappen, maar de informatie paste niet in iets meer of minder gestructureerd. En toen hij, na weer een slapeloze nacht, besloot een paar uur te gaan duren, gaven de hersenen uit waar Mendelejev in de loop der jaren naar had gestreefd.

Zo kwam het tijdschrift in 1869 ter beschikking van de scheikundigen, en pas in 1871 werd de wet zelf geformuleerd, waardoor niet alleen de scheikunde, maar ook vele andere wetenschappen vooruit konden.

De essentie van de wet

De Russische wetenschapper Dmitri Ivanovitsj Mendelejev was de eerste die een verbazingwekkende ontdekking deed van het feit dat een atoom geen eindige eenheid is, dat het een kern heeft en protonen die eromheen draaien, en ook dat het grootste deel van een atoom geconcentreerd is in zijn kern . Er werd een regel afgeleid over de verandering in de eigenschappen van alle elementen die in de natuur voorkomen en hun chemische verbindingen, afhankelijk van hoe de lading van atoomkernen verandert.

Een toename van de nucleaire lading treedt precies op tijdens de overgang van het ene chemisch element van de tafel naar het tweede, dat in de buurt is. De lading groeit met 1 elementaire ladingseenheid, en dit wordt weergegeven in de tabel onderaan elk element, aangeduid als een atoomnummer. Dit betekent dat het aantal protonen in de kern numeriek gelijk is aan het aantal elektronen van dat neutrale atoom dat overeenkomt met de kern.

Het zijn de buitenste schillen bestaande uit elektronen die de eigenschappen van alle chemische elementen bepalen. Deze schillen kunnen alleen periodiek veranderen, en deze veranderingen hangen rechtstreeks af van een toename of afname van de ladingen van de kern zelf die zich in het atoom bevindt, en het is deze, en niet de atoommassa van de elementen, die ten grondslag ligt aan de periodieke wet.

Waarom is het zo belangrijk?

Dankzij de periodieke wet werd het mogelijk om het gedrag van bepaalde chemische elementen in verschillende reacties te voorspellen. Ook werd vastgesteld dat er verbanden zijn die nog niet door de wetenschap zijn ontdekt. Pas eeuwen later was de tafel helemaal gevuld.

En ook de vormen en eigenschappen van de eenvoudige stoffen en verbindingen die door hen worden gevormd, zijn periodiek afhankelijk van de grootte van de ladingen van de kernen van hun atomen

De eigenaardigheid van de periodieke wet naast andere fundamentele wetten is dat het geen uitdrukking heeft in de vorm van een wiskundige vergelijking. De periodieke wet is universeel voor het heelal: zoals de beroemde Russische chemicus ND Zelinsky figuurlijk opmerkte, was de periodieke wet 'de ontdekking van de onderlinge verbinding van alle atomen in het heelal'. De grafische (tabelvormige) uitdrukking van de wet is het periodieke systeem van chemische elementen ontwikkeld door Mendelejev. In totaal zijn er enkele honderden opties voorgesteld voor het beeld van het periodiek systeem (analytische krommen, tabellen, geometrische figuren, enz.).

Geschiedenis

De zoektocht naar de basis voor de natuurlijke classificatie en systematisering van chemische elementen begon lang voor de ontdekking van de Periodieke Wet. De moeilijkheden die natuurwetenschappers ondervonden die als eersten op dit gebied werkten, werden veroorzaakt door het gebrek aan experimentele gegevens: aan het begin van de 19e eeuw was het aantal bekende chemische elementen klein en de geaccepteerde waarden van de atomaire massa's van veel elementen zijn onjuist.

Döbereiner's drieklanken en de eerste systemen van elementen

In het begin van de jaren 60 van de 19e eeuw verschenen er verschillende werken tegelijk die onmiddellijk voorafgingen aan de Periodieke Wet.

"The Earth Spiral" door de Chancourtois

Octaven van Newlands

Kort na de Chancourtois-spiraal deed de Engelse wetenschapper John Newlands een poging om de chemische eigenschappen van elementen te vergelijken met hun atoommassa. Door de elementen in oplopende volgorde van hun atomaire massa te rangschikken, merkte Newlands op dat er overeenkomsten in eigenschappen optreden tussen elk achtste element. De gevonden regelmaat noemde Newlands de wet van octaven naar analogie met zeven intervallen van een toonladder. In zijn tabel rangschikte hij de chemische elementen in verticale groepen van elk zeven elementen, en ontdekte tegelijkertijd dat (met een kleine verandering in de volgorde van sommige elementen) elementen met vergelijkbare chemische eigenschappen op dezelfde horizontale lijn verschijnen.

John Newlands was ongetwijfeld de eerste die een aantal elementen gaf die in oplopende volgorde van atoommassa's waren gerangschikt, een overeenkomstig serienummer aan chemische elementen toekende en een systematische relatie opmerkte tussen deze volgorde en de fysisch-chemische eigenschappen van de elementen. Hij schreef dat in zo'n reeks de eigenschappen van elementen worden herhaald, waarvan de equivalente gewichten (massa's) verschillen met 7 eenheden, of met een veelvoud van 7, dat wil zeggen, alsof het achtste element de eigenschappen van de eerste herhaalt , zoals in de muziek herhaalt de achtste noot de eerste. Newlands probeerde van deze afhankelijkheid, wat inderdaad het geval is voor de lichte elementen, een universeel karakter te maken. In zijn tabel stonden vergelijkbare elementen in horizontale rijen, maar elementen met totaal verschillende eigenschappen stonden vaak in dezelfde rij. Bovendien moest Newlands in sommige cellen twee elementen huisvesten; ten slotte bevatte de tabel geen lege spaties; als gevolg daarvan werd de wet van octaven met grote scepsis ontvangen.

Odling- en Meier-tafels

Elementeigenschappen, en dus de eigenschappen van de eenvoudige en complexe lichamen die ze vormen, zijn periodiek afhankelijk van hun atoomgewicht .

Tegelijkertijd gaf Mendelejev zijn periodiek systeem een ​​vorm die klassiek werd (de zogenaamde kortetermijnvariant).

In tegenstelling tot zijn voorgangers stelde Mendelejev niet alleen een tabel samen en wees hij op de aanwezigheid van onbetwiste patronen in de numerieke waarden van atoommassa's, maar besloot ook deze patronen te noemen algemene natuurwet... Gebaseerd op de aanname dat de atoommassa bepaalt vooraf eigenschappen van een element, nam hij de vrijheid om de aanvaarde atoomgewichten van sommige elementen te wijzigen en in detail de eigenschappen te beschrijven van elementen die nog niet zijn ontdekt. Om de eigenschappen van eenvoudige stoffen en verbindingen te voorspellen, ging Mendelejev uit van het feit dat de eigenschappen van elk element intermediair zijn tussen de overeenkomstige eigenschappen van twee aangrenzende elementen in de groep van het periodiek systeem (dat wil zeggen, boven en onder) en tegelijkertijd van twee naburige elementen in de periode (links en rechts) (dwz n. "regel van de ster").

DI Mendelejev heeft jarenlang gestreden voor de erkenning van de Periodieke Wet; zijn ideeën werden pas erkend nadat de door Mendelejev voorspelde elementen waren ontdekt: ekaaluminium, ekabor en ecasilicium, respectievelijk gallium (Paul Lecoq de Boisbaudran), scandium (Lars Nilsson) en germanium (Clemens Winkler). Vanaf het midden van de jaren 1880 werd de periodieke wet eindelijk erkend als een van de theoretische grondslagen van de chemie.

Ontwikkeling van de periodieke wet in de twintigste eeuw

Manifestaties van de periodieke wet in relatie tot de elektronenaffiniteitsenergie

De periodiciteit van de waarden van de energieën van de affiniteit van atomen voor een elektron wordt natuurlijk verklaard door dezelfde factoren die al zijn opgemerkt bij de bespreking van ionisatiepotentialen (zie de definitie van de energie van affiniteit voor een elektron).

De grootste affiniteit voor het elektron is in het bezit van P- elementen van de VII-groep. De kleinste elektronenaffiniteit is voor atomen met de configuratie s 2 (,,) en s 2 p 6 (,) of met halfgevulde P-orbitalen (,,):

Manifestaties van de periodieke wet van elektronegativiteit

Strikt genomen kan een element geen permanente elektronegativiteit worden toegeschreven. De elektronegativiteit van een atoom hangt van veel factoren af, met name van de valentietoestand van het atoom, de formele oxidatietoestand, het coördinatiegetal, de aard van de liganden waaruit de omgeving van het atoom in het moleculaire systeem bestaat, en enkele andere . De laatste tijd wordt, om de elektronegativiteit te karakteriseren, de zogenaamde orbitale elektronegativiteit gebruikt, die afhangt van het type atomaire orbitaal dat betrokken is bij de vorming van een binding en van zijn elektronische populatie, dat wil zeggen van de vraag of de atomaire orbitaal is bezet door een eenzaam elektronenpaar, eenmaal bevolkt door een ongepaard elektron, of leeg is. ... Maar ondanks de bekende moeilijkheden bij de interpretatie en definitie van elektronegativiteit, blijft het altijd noodzakelijk voor een kwalitatieve beschrijving en voorspelling van de aard van bindingen in een moleculair systeem, inclusief de bindingsenergie, de verdeling van de elektronische lading en de mate van van ioniciteit, de krachtconstante, enz.

De periodiciteit van atomaire elektronegativiteit is een belangrijk onderdeel van de periodieke wet en kan gemakkelijk worden verklaard op basis van de onveranderlijke, hoewel niet geheel ondubbelzinnige, afhankelijkheid van de waarden van elektronegativiteit van de overeenkomstige waarden van ionisatie-energieën en elektronenaffiniteit.

In perioden is er een algemene tendens voor de groei van elektronegativiteit, en in subgroepen, de achteruitgang. De kleinste elektronegativiteit is voor s-elementen van groep I, de hoogste is voor p-elementen van groep VII.

Manifestaties van de periodieke wet in relatie tot atomaire en ionische stralen

De periodieke aard van veranderingen in de grootte van atomen en ionen is al lang bekend. De moeilijkheid hier is dat, vanwege het golfkarakter van de elektronische beweging, atomen geen strikt gedefinieerde afmetingen hebben. Omdat directe bepaling van de absolute afmetingen (radii) van geïsoleerde atomen onmogelijk is, worden in dit geval vaak hun empirische waarden gebruikt. Ze worden verkregen uit de gemeten internucleaire afstanden in kristallen en vrije moleculen, waarbij elke internucleaire afstand in twee delen wordt gesplitst en een ervan wordt gelijkgesteld aan de straal van het eerste (van twee verbonden door een overeenkomstige chemische binding) atoom, en de andere aan de straal van het tweede atoom. Bij deze indeling wordt rekening gehouden met verschillende factoren, waaronder de aard van de chemische binding, de oxidatietoestand van de twee gebonden atomen, de aard van de coördinatie van elk van hen, enz. Op deze manier worden de zogenaamde metallische, covalente, ionische en van der Waals-stralen verkregen. Van der Waals-stralen moeten worden beschouwd als de stralen van ongebonden atomen; ze worden gevonden door internucleaire afstanden in vaste of vloeibare stoffen, waar atomen zich dicht bij elkaar bevinden (bijvoorbeeld atomen in vast argon of atomen van twee naburige N2-moleculen in vaste stikstof), maar niet met elkaar verbonden zijn door elke chemische binding ...

Maar de beste beschrijving van de effectieve afmetingen van een geïsoleerd atoom is natuurlijk de theoretisch berekende positie (afstand van de kern) van het hoofdmaximum van de ladingsdichtheid van zijn buitenste elektronen. Dit is de zogenaamde orbitale straal van het atoom. De periodiciteit in de verandering in de waarden van de orbitale atomaire stralen, afhankelijk van het rangnummer van het element, manifesteert zich vrij duidelijk (zie Fig. 4), en de belangrijkste punten hier zijn de aanwezigheid van zeer uitgesproken maxima die overeenkomen tot atomen van alkalimetalen, en dezelfde minima die overeenkomen met edelgassen ... Een afname van de waarden van orbitale atomaire stralen tijdens de overgang van een alkalimetaal naar het overeenkomstige (dichtstbijzijnde) edelgas is, met uitzondering van de - reeks, niet-monotoon, vooral wanneer families van overgangselementen (metalen) en lanthaniden of actiniden verschijnen tussen het alkalimetaal en het edelgas. In grote periodes in gezinnen NS- en F- elementen, wordt een minder scherpe afname van de stralen waargenomen, aangezien de vulling van de orbitalen met elektronen plaatsvindt in de pre-buitenlaag. In subgroepen van elementen nemen de stralen van atomen en ionen van hetzelfde type in het algemeen toe.

Manifestaties van de periodieke wet met betrekking tot verstuivingsenergie

Er moet worden benadrukt dat de oxidatietoestand van een element, dat een formeel kenmerk is, geen idee geeft van de effectieve ladingen van de atomen van dit element in de verbinding, of de valentie van de atomen, hoewel de oxidatietoestand wordt vaak de formele valentie genoemd. Veel elementen kunnen niet één, maar verschillende oxidatietoestanden vertonen. Voor chloor zijn bijvoorbeeld alle oxidatietoestanden van -1 tot +7 bekend, hoewel zelfs die zeer onstabiel zijn, en voor mangaan van +2 tot +7. De hoogste waarden van de oxidatietoestand veranderen periodiek, afhankelijk van het rangnummer van het element, maar deze periodiciteit is complex. In het eenvoudigste geval neemt in de reeks elementen van een alkalimetaal tot een edelgas de hoogste oxidatietoestand toe van +1 (F) tot +8 (O 4). In andere gevallen is de hoogste oxidatietoestand van het edelgas lager (+4 F 4) dan voor het voorgaande halogeen (+7 O 4 -). Daarom vallen op de curve van de periodieke afhankelijkheid van de hoogste oxidatietoestand van het rangnummer van het element de maxima ofwel op het edelgas of op het halogeen dat eraan voorafgaat (de minima zijn altijd op het alkalimetaal). De uitzondering is de reeks -, waarin hoge oxidatietoestanden over het algemeen niet bekend zijn voor halogeen (), noch voor een edelgas (), en de middelste term van de reeks, stikstof, heeft de hoogste waarde van de hoogste oxidatietoestand; daarom blijkt in de reeks - de verandering in de hoogste oxidatietoestand een maximum te passeren. In het algemeen is de toename van de hoogste oxidatietoestand in de reeks elementen van een alkalimetaal naar een halogeen of naar een edelgas geenszins monotoon, voornamelijk vanwege de manifestatie van hoge oxidatietoestanden met overgangsmetalen. Een toename van de hoogste oxidatietoestand in de reeks - van +1 tot +8 wordt bijvoorbeeld "gecompliceerd" door het feit dat voor molybdeen, technetium en ruthenium zulke hoge oxidatietoestanden als +6 (О 3), +7 (2 О 7), + 8 (O 4).

Manifestaties van de periodieke wet in relatie tot oxidatieve potentie

Een van de zeer belangrijke kenmerken van een eenvoudige stof is het oxidatiepotentieel, dat het fundamentele vermogen van een eenvoudige stof om te interageren met waterige oplossingen weerspiegelt, evenals de redox-eigenschappen die het vertoont. De verandering in de oxidatieve potentialen van eenvoudige stoffen, afhankelijk van het rangnummer van het element, is ook periodiek. Maar er moet rekening mee worden gehouden dat het oxidatieve potentieel van een eenvoudige stof wordt beïnvloed door verschillende factoren, die soms afzonderlijk moeten worden overwogen. Daarom moet de periodiciteit in de verandering in oxidatiepotentialen zeer zorgvuldig worden geïnterpreteerd.

Je kunt een aantal duidelijke sequenties vinden in de verandering in de oxidatieve potentialen van eenvoudige stoffen. In het bijzonder, in de reeks metalen, wanneer ze van alkalisch naar de volgende elementen gaan, nemen de oxidatiepotentialen af ​​(+ (aq), enz. - gehydrateerd kation):

Dit is gemakkelijk te verklaren door een toename van de ionisatie-energie van atomen met een toename van het aantal verwijderde valentie-elektronen. Daarom zijn er op de curve van de afhankelijkheid van de oxidatiepotentialen van eenvoudige stoffen van het rangnummer van het element maxima die overeenkomen met alkalimetalen. Maar dit is niet de enige reden voor de verandering in de oxidatieve potentialen van eenvoudige stoffen.

Interne en secundaire periodiciteit

s- en R-elementen

Hierboven algemene trends in de aard van veranderingen in de waarden van de ionisatie-energie van atomen, de energie van de affiniteit van atomen voor het elektron, elektronegativiteit, atomaire en ionische stralen, de energie van verneveling van eenvoudige stoffen, de oxidatietoestand , worden oxidatiepotentialen van eenvoudige stoffen uit het atoomnummer van een element beschouwd. Bij een diepere studie van deze trends kan men ontdekken dat de patronen in de verandering in de eigenschappen van elementen in perioden en groepen veel gecompliceerder zijn. In de aard van de verandering in de eigenschappen van elementen gedurende de periode, manifesteert zich interne periodiciteit, en over de groep -

4.1. Periodieke wet van D.I. Mendelejev

De periodieke wet is de grootste prestatie van de chemische wetenschap, de basis van alle moderne scheikunde. Met zijn ontdekking hield chemie op een beschrijvende wetenschap te zijn, wetenschappelijke vooruitziendheid werd daarin mogelijk.

De periodieke wet is geopend D.I. Mendelejev in 1869 formuleerde de wetenschapper deze wet als volgt: "De eigenschappen van eenvoudige lichamen, evenals de vormen en eigenschappen van verbindingen van elementen, zijn periodiek afhankelijk van de waarde van de atoomgewichten van de elementen."

Een meer gedetailleerde studie van de structuur van materie toonde aan dat de periodiciteit van de eigenschappen van elementen niet te wijten is aan de atomaire massa, maar aan de elektronische structuur van atomen.

Kernlading is een kenmerk dat de elektronische structuur van atomen bepaalt, en daarmee de eigenschappen van elementen. Daarom klinkt de periodieke wet in de moderne formulering als volgt: de eigenschappen van eenvoudige stoffen, evenals de vormen en eigenschappen van verbindingen van elementen, zijn periodiek afhankelijk van het ordinale getal (van de grootte van de lading van de kern van hun atomen).

De uitdrukking van de periodieke wet is het periodiek systeem der elementen.

4.2. Periodiek systeem van D.I. Mendelejev

Periodiek systeem der elementen van D.I. Perioden 1, 2, 3, 4, 5, 6 bevatten respectievelijk 2, 8, 8, 18, 18, 32 elementen. De zevende periode is niet voltooid. Perioden 1, 2 en 3 heten klein, de rest - groot.

Elke periode (behalve de eerste) begint met alkalimetaalatomen (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) en eindigt met een edelgas (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), voorafgegaan door een typisch niet- metaal. In perioden van links naar rechts verzwakken metalen eigenschappen geleidelijk en nemen niet-metalen eigenschappen toe, omdat met een toename van de positieve lading van atoomkernen het aantal elektronen op extern niveau toeneemt.

In de eerste periode is er naast helium maar één element - waterstof. Het wordt conventioneel in de IA- of VIIA-subgroep geplaatst, omdat het overeenkomsten vertoont met zowel alkalimetalen als halogenen. De gelijkenis van waterstof met alkalimetalen komt tot uiting in het feit dat waterstof, net als alkalimetalen, een reductiemiddel is en, door één elektron af te staan, een enkelvoudig geladen kation vormt. Waterstof heeft meer gemeen met halogenen: waterstof is, net als halogenen, een niet-metaal, het molecuul is diatomisch, het kan oxiderende eigenschappen vertonen en zoutachtige hydriden vormen met actieve metalen, bijvoorbeeld NaH, CaH 2.

In de vierde periode, na Ca, zijn er 10 overgangselementen (Sc - Zn decade), gevolgd door de overige 6 hoofdelementen van de periode (Ga - Kr). De vijfde periode is op dezelfde manier opgebouwd. Concept overgangselement meestal gebruikt om te verwijzen naar elk element met d- of f-valentie-elektronen.

De zesde en zevende perioden hebben dubbele toevoegingen van elementen. Het element Ba wordt gevolgd door een plug-in decennium van d-elementen (La - Hg), en na het eerste overgangselement La zijn er 14 f-elementen - lanthaniden(Ce-Lu). Na Hg zijn er de overige 6 hoofdp-elementen van de zesde periode (Tl - Rn).

In de zevende (onvoltooide) periode wordt Ac gevolgd door 14 f-elementen- actiniden(Th - Lr). Onlangs zijn La en Ac toegewezen aan respectievelijk lanthaniden en actiniden. Lanthaniden en actiniden staan ​​apart vermeld onderaan de tabel.

Elk element in het periodiek systeem neemt dus een strikt gedefinieerde positie in, die is gemarkeerd als ordinaal, of atoom, nummer.

In het periodieke systeem bevinden zich acht groepen verticaal (I - VIII), die op hun beurt zijn onderverdeeld in subgroepen - voornaamst, of subgroepen A en kant, of subgroep B. Subgroep VIIIB is speciaal, het bevat drieklanken elementen die deel uitmaken van de familie van ijzer (Fe, Co, Ni) en platinametalen (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).

De overeenkomst van elementen binnen elke subgroep is het meest opvallende en belangrijke patroon in het periodiek systeem. In de hoofdsubgroepen, van boven naar beneden, worden metallische eigenschappen verbeterd en niet-metalen eigenschappen verzwakt. In dit geval is er een toename van de stabiliteit van verbindingen van elementen in de laagste oxidatietoestand voor deze subgroep. In de zijsubgroepen daarentegen, van boven naar beneden, verzwakken de metaaleigenschappen en neemt de stabiliteit van verbindingen met de hoogste oxidatietoestand toe.

4.3. Periodiek systeem en elektronische configuraties van atomen

Omdat de kernen van de reagerende atomen niet veranderen tijdens chemische reacties, zijn de chemische eigenschappen van atomen afhankelijk van de structuur van hun elektronische schillen.

Het vullen van elektronische lagen en elektronische schillen van atomen gebeurt volgens het Pauli-principe en de regel van Hund.

Pauli-principe (Pauli-verbod)

Twee elektronen in een atoom kunnen geen vier identieke kwantumnummers hebben (er kunnen niet meer dan twee elektronen in elke atoomorbitaal zijn).

Het principe van Pauli bepaalt het maximale aantal elektronen met een bepaald hoofdkwantumgetal N(dwz gelokaliseerd op een bepaalde elektronenlaag): N n = 2n 2. Op de eerste elektronenlaag (energieniveau) kunnen er niet meer dan 2 elektronen zijn, op de tweede - 8, op de derde - 18, enz.

In een waterstofatoom bevindt zich bijvoorbeeld één elektron, dat zich op het eerste energieniveau in de 1s-toestand bevindt. De spin van dit elektron kan willekeurig worden gericht (m s = +1/2 of m s = –1/2). Er moet nogmaals benadrukt worden dat het eerste energieniveau bestaat uit één subniveau - 1s, het tweede energieniveau - uit twee subniveaus - 2s en 2p, het derde - uit drie subniveaus - 3s, 3p, 3d, etc. Het subniveau bevat op zijn beurt orbitalen, waarvan het aantal wordt bepaald door het zijkwantumgetal ik en is gelijk aan (2 ik + 1). Elke orbitaal wordt conventioneel aangeduid met een cel, het elektron erop wordt aangegeven door een pijl, waarvan de richting de oriëntatie van de spin van dit elektron aangeeft. Dit betekent dat de toestand van een elektron in een waterstofatoom kan worden weergegeven als 1s 1 of weergegeven als een kwantumcel, Fig. 4.1:

Rijst. 4.1. Symbool van een elektron in een waterstofatoom in 1s orbitaal

Voor beide elektronen van het heliumatoom geldt n = 1, ik = 0, m ik= 0, ms = +1/2 en –1/2. Daarom is de elektronische formule voor helium 1s 2. De elektronenschil van helium is compleet en zeer stabiel. Helium is een edelgas.

Volgens het principe van Pauli kunnen er geen twee elektronen met parallelle spins in één orbitaal zijn. Het derde elektron in het lithiumatoom bezet de 2s-orbitaal. De elektronische configuratie van Li is 1s 2 2s 1, terwijl beryllium 1s 2 2s 2 heeft. Omdat de 2s-orbitaal gevuld is, wordt het vijfde elektron van het booratoom ingenomen door de 2p-orbitaal. Bij N= 2 zijde (orbitaal) kwantumgetal ik neemt de waarden 0 en 1 aan. For ik = 0 (2s-toestand) m ik= 0, en voor ik = 1 (2p - toestand) m ik kan gelijk zijn aan +1; 0; -een. De 2p-toestand komt overeen met drie energiecellen, Fig. 4.2.

Rijst. 4.2. De rangschikking van de elektronen van het booratoom in orbitalen

Voor het stikstofatoom (elektronische configuratie 1s 2 2s 2 2p 3, twee elektronen op het eerste niveau, vijf op het tweede), zijn de volgende twee varianten van de elektronische structuur mogelijk, Fig. 4.3:

Rijst. 4.3. Mogelijke varianten van de rangschikking van elektronen van het stikstofatoom in orbitalen

In het eerste schema, figuur 4.3a, is de totale spin 1/2 (+1/2 –1/2 +1/2), in het tweede (figuur 4.3b) is de totale spin 3/2 (+1/ 2 + 1/2 +1/2). De locatie van de spins wordt bepaald Hund regel die luidt: de vulling van energieniveaus vindt zo plaats dat de totale spin maximaal is.

Dus , Van de twee bovenstaande schema's van de structuur van het stikstofatoom, komt de stabiele toestand (met de laagste energie) overeen met de eerste, waar alle p-elektronen verschillende orbitalen bezetten. De orbitalen van het subniveau zijn als volgt gevuld: eerst een elektron met dezelfde spins, en dan een tweede elektron met tegengestelde spins.

Beginnend met natrium is het derde energieniveau gevuld met n = 3. De verdeling van elektronen van atomen van elementen van de derde periode in orbitalen wordt getoond in Fig. 4.4.

Rijst. 4.4. Verdeling van elektronen in orbitalen voor atomen van elementen van de derde periode in de grondtoestand

In een atoom bezet elk elektron een lege baan met de laagste energie die overeenkomt met zijn grootste binding met de kern. In 1961 V. M. Klechkovsky formuleerde een algemene stelling volgens welke: de energie van elektronenorbitalen neemt toe in volgorde van toenemende som van de hoofd- en secundaire kwantumgetallen ( n + l), en in het geval van gelijkheid van deze sommen, bezit de orbitaal de lagere energie met de lagere waarde van het hoofdkwantumgetal n.

De volgorde van energieniveaus in oplopende volgorde van energie is ongeveer als volgt:

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

Beschouw de verdeling van elektronen in de orbitalen van atomen van de elementen van de vierde periode (Fig. 4.5).

Rijst. 4.5. Verdeling van elektronen over de orbitalen van atomen van elementen van de vierde periode in de grondtoestand

Na kalium (elektronische configuratie 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1) en calcium (elektronische configuratie 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2) vullen elektronen de binnenste 3D-schaal (overgangselementen Sc - Zn) ... Opgemerkt moet worden dat er twee anomalieën zijn: in de Cr- en Cu-atomen met 4 s-schil bevat niet twee elektronen, maar één, d.w.z. de zogenaamde "dip" van het externe 4s-elektron naar de voorgaande 3d-schil vindt plaats. De elektronische structuur van het chroomatoom kan als volgt worden weergegeven (Fig. 4.6).

Rijst. 4.6. Orbitale verdeling van elektronen voor een chroomatoom

De fysieke reden voor de "schending" van de vulvolgorde houdt verband met het verschillende penetratievermogen van de elektronenorbitalen naar de kern, de speciale stabiliteit van de elektronische configuraties d 5 en d 10, f 7 en f 14, die overeenkomen met de het vullen van de elektronenorbitalen met een of twee elektronen, evenals de afschermende werking van de interne elektronenlagen van de ladingskernen.

De elektronische configuraties van Mn-, Fe-, Co-, Ni-, Cu- en Zn-atomen worden weergegeven door de volgende formules:

25 Mn 1s 2 2s 2 2p 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 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.

Na zink, vanaf element 31 - gallium tot aan element 36 - krypton, gaat het vullen van de vierde laag (4p - schil) verder. De elektronische configuraties van deze elementen zijn als volgt:

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 Als 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.

Opgemerkt moet worden dat als de Pauli-uitsluiting niet wordt geschonden, elektronen in aangeslagen toestanden zich op andere orbitalen van atomen kunnen bevinden.

4.4. Soorten chemische elementen

Alle elementen van het periodiek systeem zijn ingedeeld in vier typen:

1. Bij atomen s – elementen de s - schillen van de buitenste laag (n) zijn gevuld. De s-elementen omvatten waterstof, helium en de eerste twee elementen van elke periode.

2. Bij atomen p-elementen p-schillen van het buitenste niveau (np) zijn gevuld met elektronen. De p-elementen bevatten de laatste 6 elementen van elke periode (behalve de eerste).

3. Heb d-elementen gevuld met elektronen d – schil van het tweede buitenniveau (n – 1) d. Dit zijn elementen van ingevoegde decennia van grote perioden die zich tussen s- en p-elementen bevinden.

4. Heb f-elementen gevuld met elektronen f – subniveau van het derde buitenniveau (n – 2) f. De familie van de f-elementen omvat lanthaniden en actiniden.

Uit beschouwing van de elektronische structuur van niet-aangeslagen atomen, afhankelijk van het rangnummer van het element, volgt:

Het aantal energieniveaus (elektronische lagen) van een atoom van een willekeurig element is gelijk aan het aantal van de periode waarin het element zich bevindt. Dit betekent dat s-elementen in alle perioden staan, p-elementen in de tweede en volgende perioden, d-elementen in de vierde en volgende perioden en f-elementen in de zesde en zevende perioden.

Het periodegetal valt samen met het hoofdkwantumgetal van de buitenste elektronen van het atoom.

s- en p-elementen vormen hoofdsubgroepen, d-elementen zijn zijsubgroepen, f-elementen vormen families van lanthaniden en actiniden. De subgroep omvat dus elementen waarvan de atomen meestal een vergelijkbare structuur hebben, niet alleen van de buitenste, maar ook van de pre-buitenste laag (met uitzondering van elementen waarin er een "dip" van het elektron is).

Het groepsnummer geeft meestal het aantal elektronen aan dat kan deelnemen aan de vorming van chemische bindingen. Dit is de fysieke betekenis van het groepsnummer. Voor elementen van zijsubgroepen zijn de valentie-elektronen niet alleen van de buitenste, maar ook van de voorlaatste schillen. Dit is het belangrijkste verschil in de eigenschappen van de elementen van de hoofd- en secundaire subgroepen.

Elementen met valentie d- of f-elektronen worden transitioneel genoemd.

Het groepsnummer is in de regel gelijk aan de hoogste positieve oxidatietoestand van de door hen in de verbindingen getoonde elementen. Een uitzondering is fluor - de oxidatietoestand is –1; van de elementen van groep VIII is bekend dat alleen Os, Ru en Xe de oxidatietoestand +8 hebben.

4.5. Periodiciteit van eigenschappen van atomen van elementen

Kenmerken van atomen, zoals hun straal, ionisatie-energie, elektronenaffiniteit, elektronegativiteit, oxidatietoestand, worden geassocieerd met de elektronische structuur van het atoom.

Maak onderscheid tussen de stralen van metaalatomen en de covalente stralen van niet-metaalatomen. De stralen van metaalatomen worden berekend op basis van interatomaire afstanden, die bekend zijn voor de meeste metalen uit experimentele gegevens. In dit geval is de straal van een metaalatoom gelijk aan de helft van de afstand tussen de middelpunten van twee naburige atomen. De covalente stralen van niet-metalen in moleculen en kristallen van eenvoudige stoffen worden op een vergelijkbare manier berekend. Hoe groter de atoomstraal, hoe gemakkelijker het is om de buitenste elektronen los te maken van de kern (en vice versa). In tegenstelling tot atomaire stralen zijn ionenstralen conventionele waarden.

Van links naar rechts, in perioden, neemt de waarde van de atomaire stralen van metalen af, en de atomaire stralen van niet-metalen veranderen op een complexe manier, omdat dit afhangt van de aard van de chemische binding. In de tweede periode bijvoorbeeld nemen de stralen van de atomen eerst af en nemen dan toe, vooral sterk bij de overgang naar een edelgasatoom.

In de hoofdsubgroepen nemen de atoomstralen van boven naar beneden toe naarmate het aantal elektronenlagen toeneemt.

De straal van het kation is kleiner dan de straal van het overeenkomstige atoom, en met een toename van de positieve lading van het kation, neemt de straal af. Integendeel, de straal van het anion is altijd groter dan de straal van het overeenkomstige atoom. Deeltjes (atomen en ionen) die hetzelfde aantal elektronen hebben, worden iso-elektronisch genoemd. In een reeks iso-elektronische ionen neemt de straal af met een afname van de negatieve en een toename van de positieve straal van het ion. Een dergelijke afname vindt bijvoorbeeld plaats in de reeksen: O 2–, F-, Na+, Mg 2+, Al 3+.

Ionisatieenergie- de energie die nodig is om een ​​elektron los te maken van een atoom in de grondtoestand. Het wordt meestal uitgedrukt in elektronvolt (1 eV = 96,485 kJ / mol). In de periode van links naar rechts neemt de ionisatie-energie toe met een toename van de kernlading. In de hoofdsubgroepen van boven naar beneden neemt het af, aangezien de afstand van het elektron tot de kern groter wordt en de afschermende werking van de binnenste elektronenlagen toeneemt.

Tabel 4.1 toont de waarden van ionisatie-energieën (energieën van scheiding van de eerste, tweede, enz. elektronen) voor sommige atomen.

In de tweede periode, bij het overgaan van Li naar Ne, neemt de onthechtingsenergie van het eerste elektron toe (zie tabel 4.1). Zoals uit de tabel blijkt, neemt de ionisatie-energie echter ongelijk toe: voor boor en zuurstof, die respectievelijk beryllium en stikstof volgen, wordt een lichte afname waargenomen, wat te wijten is aan de eigenaardigheden van de elektronische structuur van atomen.

De buitenste s-schil van beryllium is volledig gevuld, daarom gaat voor het volgende boor een elektron de p-orbitaal binnen. Dit p-elektron is minder stevig aan de kern gebonden dan het s-elektron, daarom kost het losmaken van p-elektronen minder energie.

Tabel 4.1.

Ionisatie-energieën I atomen van sommige elementen

Elke p-orbitaal van het stikstofatoom heeft één elektron. Bij het zuurstofatoom komt een elektron de p-orbitaal binnen, die al bezet is door één elektron. Twee elektronen in dezelfde baan stoten sterk af, dus het is gemakkelijker om een ​​elektron van een zuurstofatoom te scheuren dan van een stikstofatoom.

Alkalimetalen hebben de laagste ionisatie-energie, daarom hebben ze uitgesproken metaaleigenschappen, de hoogste ionisatie-energie zit in inerte gassen.

Elektronenaffiniteit- de energie die vrijkomt wanneer een elektron aan een neutraal atoom wordt gehecht. De elektronenaffiniteit wordt, net als de ionisatie-energie, meestal uitgedrukt in elektronvolt. De hoogste affiniteit voor een elektron wordt gevonden in halogenen en de laagste in alkalimetalen. Tabel 4.2 toont de waarden van de elektronenaffiniteit voor atomen van sommige elementen.

Tabel 4.2.

Elektronenaffiniteit van atomen van sommige elementen

Elektronegativiteit- het vermogen van een atoom in een molecuul of ion om de valentie-elektronen van andere atomen aan te trekken. Elektronegativiteit (EO) als kwantitatieve maat is een geschatte waarde. Er zijn ongeveer 20 schalen van elektronegativiteit voorgesteld, waarvan de door L. Pauling ontwikkelde schaal de meeste erkenning heeft gekregen. In afb. 4.7 toont de waarden van EO volgens Pauling.

Rijst. 4.7. Elektronegativiteit van elementen (volgens Pauling)

De meest elektronegatieve van alle elementen op de Pauling-schaal is fluor. De EO wordt gelijk gesteld aan 4. De minst elektronegatieve is cesium. Waterstof neemt een tussenpositie in, omdat het bij interactie met sommige elementen een elektron opgeeft en bij interactie met anderen verwerft.

4.6. Zuur-base eigenschappen van verbindingen; Kossel's schema

Om de aard van de verandering in de zuur-base-eigenschappen van verbindingen van elementen te verklaren, stelde Kossel (Duitsland) voor om een ​​eenvoudig schema te gebruiken op basis van de veronderstelling dat er een puur ionische binding in moleculen is en dat er een Coulomb-interactie plaatsvindt tussen ionen. Het diagram van Kossel beschrijft de zuur-base-eigenschappen van verbindingen die E-H- en E-O-H-bindingen bevatten, afhankelijk van de lading van de kern en de straal van het element dat ze vormt.

Het Kossel-diagram voor twee metaalhydroxiden, bijvoorbeeld LiOH en KOH, wordt getoond in Fig. 4.8.

Rijst. 4.8. Kossel-diagram voor LiOH en KOH

Zoals blijkt uit het gepresenteerde schema, is de straal van het Li + ion kleiner dan de straal van het K + ion en is de OH - groep sterker gebonden met het lithiumkation dan met het kaliumkation. Als gevolg hiervan zal KOH gemakkelijker te dissociëren zijn in oplossing en zullen de belangrijkste eigenschappen van kaliumhydroxide meer uitgesproken zijn.

Het Kossel-schema voor twee basen CuOH en Cu (OH) 2 kan op een vergelijkbare manier worden geanalyseerd. Omdat de straal van het Cu 2+ ion kleiner is en de lading groter is dan die van het Cu + ion, zal de OH - groep het Cu 2+ ion steviger vasthouden. Dientengevolge zal de Cu (OH) 2-base zwakker zijn dan CuOH.

Dus, de sterkte van de basen neemt toe met een toename van de straal van het kation en een afname van de positieve lading.

In de hoofdsubgroepen, van boven naar beneden, neemt de sterkte van de basen toe, omdat de stralen van de ionen van de elementen in deze richting toenemen. In perioden van links naar rechts is er een afname van de stralen van de ionen van de elementen en een toename van hun positieve lading, daarom neemt in deze richting de sterkte van de basen af.

Het Kossel-diagram voor twee anoxische zuren, bijvoorbeeld HCl en HI, wordt getoond in Fig. 4.9

Rijst. 4.9. Kossel-diagram voor HCl en HI

Omdat de straal van het chloride-ion kleiner is dan die van het jodide-ion, is het H+-ion sterker gebonden aan het anion in het zoutzuurmolecuul, dat zwakker zal zijn dan joodwaterstof. Dus, de sterkte van anoxische zuren neemt toe met een toename van de straal van het negatieve ion.

De sterkte van zuurstofrijke zuren verandert op de tegenovergestelde manier. Het neemt toe met afnemende ionenstraal en toenemende positieve lading. In afb. 4.10 toont het Kossel-schema voor twee zuren HClO en HClO 4.

Rijst. 4.10. Kossel-diagram voor HClO en HClO 4

Het C1 7+ ion is stevig gebonden aan het zuurstofion, waardoor het proton makkelijker af te splitsen is in het НС1О 4 molecuul. Tegelijkertijd is de binding van het C1+-ion met het O2-ion minder sterk, en in het HC1O-molecuul zal het proton sterker worden vastgehouden door het O2-anion. Als gevolg hiervan zal HClO 4 een sterker zuur zijn dan HClO.

Het voordeel van het Kossel-schema is dat het, met behulp van een eenvoudig model, het mogelijk maakt om de aard van de verandering in de zuur-base-eigenschappen van verbindingen in een reeks vergelijkbare stoffen te verklaren. Dit schema is echter puur kwalitatief. Het maakt het alleen mogelijk om de eigenschappen van verbindingen te vergelijken en maakt het niet mogelijk om de zuur-base-eigenschappen van een willekeurig gekozen verbinding te bepalen. Het nadeel van dit model is dat het alleen gebaseerd is op elektrostatische concepten, terwijl er in de natuur geen zuivere (honderd procent) ionische binding bestaat.

4.7. Redox-eigenschappen van elementen en hun verbindingen

De verandering in de redox-eigenschappen van eenvoudige stoffen is eenvoudig vast te stellen door te kijken naar de aard van de verandering in de elektronegativiteit van de overeenkomstige elementen. In de hoofdsubgroepen van boven naar beneden neemt de elektronegativiteit af, wat leidt tot een afname van de oxidatie en een toename van de reducerende eigenschappen in deze richting. In perioden van links naar rechts neemt de elektronegativiteit toe. Als gevolg hiervan nemen in deze richting de reducerende eigenschappen van eenvoudige stoffen af ​​en nemen de oxiderende eigenschappen toe. Zo bevinden sterke reductiemiddelen zich in de linkerbenedenhoek van het periodiek systeem der elementen (kalium, rubidium, cesium, barium), terwijl sterke oxidanten zich in de rechterbovenhoek bevinden (zuurstof, fluor, chloor).

De redox-eigenschappen van verbindingen van elementen zijn afhankelijk van hun aard, de grootte van de oxidatietoestand van de elementen, de positie van de elementen in het periodiek systeem en een aantal andere factoren.

In de hoofdsubgroepen worden, van boven naar beneden, de oxiderende eigenschappen van zuurstofhoudende zuren, waarbij de atomen van het centrale element dezelfde oxidatietoestand hebben, verminderd. Sterke oxidatiemiddelen zijn salpeterzuur en geconcentreerde zwavelzuren. De oxiderende eigenschappen manifesteren zich hoe sterker, hoe groter de positieve oxidatietoestand van het element in de verbinding. Kaliumpermanganaat en kaliumdichromaat vertonen sterk oxiderende eigenschappen.

In de hoofdsubgroepen nemen de reducerende eigenschappen van eenvoudige anionen van boven naar beneden toe. Sterke reductiemiddelen zijn HI, H2S, jodiden en sulfiden.

Alchemisten probeerden ook een natuurwet te vinden op basis waarvan chemische elementen konden worden gesystematiseerd. Maar ze misten betrouwbare en gedetailleerde informatie over de elementen. Tegen het midden van de 19e eeuw. kennis over chemische elementen is voldoende geworden en het aantal elementen is zo toegenomen dat er in de wetenschap een natuurlijke behoefte ontstond om ze te classificeren. De eerste pogingen om elementen in te delen in metalen en niet-metalen waren onhoudbaar. De voorgangers van D.I. Mendelejev (I.V. Debereiner, J.A. Newlands, L. Yu. Meyer) hebben veel gedaan om de ontdekking van de periodieke wet voor te bereiden, maar konden de waarheid niet bevatten. Dmitry Ivanovich legde een verband tussen de massa van elementen en hun eigenschappen.

Dmitry Ivanovich werd geboren in Tobolsk. Hij was het zeventiende kind in het gezin. Na zijn afstuderen aan de middelbare school in zijn geboortestad, ging Dmitry Ivanovich naar het Main Pedagogical Institute in St. Petersburg, waarna hij met een gouden medaille voor twee jaar vertrok op een wetenschappelijke reis naar het buitenland. Na zijn terugkeer werd hij uitgenodigd op de St. Petersburg University. Mendelejev begon scheikunde te doceren en vond niets dat als leerboek aan studenten zou kunnen worden aanbevolen. En hij besloot een nieuw boek te schrijven - "Fundamentals of Chemistry".

Aan de ontdekking van de periodieke wet ging 15 jaar hard werken vooraf. Op 1 maart 1869 was Dmitry Ivanovich van plan om Petersburg voor zaken te verlaten voor de provincie.

De periodieke wet werd ontdekt op basis van de kenmerken van het atoom - de relatieve atoommassa .

Mendelejev rangschikte de chemische elementen in de volgorde van toenemende atoommassa en merkte op dat de eigenschappen van de elementen na een bepaald interval worden herhaald - een periode, Dmitry Ivanovich rangschikte de perioden onder elkaar, zodat vergelijkbare elementen zich onder de andere - op dezelfde verticaal, dit is hoe het periodieke systeem elementen werd gebouwd.

1 maart 1869 De bewoordingen van de periodieke wet van D.I. Mendelejev.

De eigenschappen van eenvoudige stoffen, evenals de vormen en eigenschappen van verbindingen van elementen, zijn periodiek afhankelijk van de waarde van de atoomgewichten van de elementen.

Helaas waren er aanvankelijk maar weinig aanhangers van de periodieke wet, zelfs niet onder Russische wetenschappers. Er zijn veel tegenstanders, vooral in Duitsland en Engeland.
De ontdekking van de periodieke wet is een schitterend voorbeeld van wetenschappelijke vooruitziendheid: in 1870 voorspelde Dmitry Ivanovich het bestaan ​​van drie toen nog onbekende elementen, die hij ekasilicium, ekaaluminium en ekabor noemde. Hij kon de belangrijkste eigenschappen van de nieuwe elementen correct voorspellen. En nu, 5 jaar later, in 1875, stelt de Franse wetenschapper P.E. Lecoq de Boisbaudran, die niets wist van de werken van Dmitry Ivanovich, ontdekte een nieuw metaal en noemde het gallium. In een aantal eigenschappen en methode van ontdekking viel gallium samen met eka-aluminium voorspeld door Mendelejev. Maar het gewicht bleek minder dan voorspeld. Desondanks stuurde Dmitry Ivanovich een brief naar Frankrijk, waarin hij aandrong op zijn voorspelling.
De wetenschappelijke wereld was stomverbaasd dat Mendelejevs voorspelling van eigenschappen ekaaluminium bleek zo nauwkeurig te zijn. Vanaf dit moment begint de periodieke wet zich in de chemie te vestigen.
In 1879 ontdekte L. Nilsson in Zweden scandium, dat de voorspelde door Dmitry Ivanovich belichaamde ekabor .
In 1886 ontdekte K. Winkler germanium in Duitsland, wat bleek te zijn ecasilicon .

Maar het genie van Dmitry Ivanovich Mendelejev en zijn ontdekkingen zijn niet alleen deze voorspellingen!

Op vier plaatsen van het periodiek systeem rangschikte D.I.Mendelejev de elementen niet in de volgorde van toenemende atoommassa's:

Aan het einde van de 19e eeuw maakte D.I. Mendelejev schreef dat het atoom blijkbaar uit andere kleinere deeltjes bestaat. Na zijn dood in 1907 werd bewezen dat het atoom uit elementaire deeltjes bestaat. De theorie van de structuur van het atoom bevestigde de juistheid van Mendelejev, de herschikking van deze elementen die niet in overeenstemming is met de toename van de atoommassa's is volledig gerechtvaardigd.

De moderne formulering van de periodieke wet.

De eigenschappen van chemische elementen en hun verbindingen zijn periodiek afhankelijk van de waarde van de lading van de kernen van hun atomen, die wordt uitgedrukt in de periodieke herhaling van de structuur van de buitenste valentie-elektronenschil.
En nu, meer dan 130 jaar na de ontdekking van de periodieke wet, kunnen we terugkeren naar de woorden van Dmitry Ivanovich, genomen als het motto van onze les: "De toekomst bedreigt de periodieke wet niet met vernietiging, maar alleen de bovenbouw en ontwikkeling zijn beloofd." Hoeveel chemische elementen zijn er op dit moment ontdekt? En dit is verre van de limiet.

De grafische weergave van de periodieke wet is het periodiek systeem van chemische elementen. Dit is een korte samenvatting van de volledige chemie van de elementen en hun verbindingen.

Veranderingen in eigenschappen in het periodiek systeem met een toename van de waarde van atoomgewichten in de periode (van links naar rechts):

1. Metaaleigenschappen nemen af

2. Niet-metalen eigenschappen nemen toe

3. De eigenschappen van hogere oxiden en hydroxiden variëren van basisch via amfoteer tot zuur.

4. De valentie van elementen in de formules van hogere oxiden neemt toe vanaf IvoordatVii, en in de formules van vluchtige waterstofverbindingen neemt af van NS voordatI.