Периодический закон Д. И

Периоди ческая систе ма элеме нтов Д. И. Менделеева, естественная , являющаяся табличным (или др. графическим) выражением . Периодическая система элементов разработана Д. И. Менделеевым в 1869-1871.

История периодической системы элементов. Попытки систематизации предпринимались различными учёными в , Англии, США с 30-х годов 19 в. Менделеева - И. Дёберейнер, Ж. Дюма, французский химик А. Шанкуртуа, англ. химики У. Одлинг, Дж. Ньюлендс и др. установили существование групп элементов, сходных по химическим свойствам, так называемых «естественных групп» (например, «триады» Дёберейнера). Однако эти учёные не шли дальше установления частных закономерностей внутри групп. В 1864 Л. Мейер на данных об предложил таблицу, показывающую соотношение для нескольких характерных групп элементов. Теоретических сообщений из своей таблицы Мейер не сделал.

Прообразом научной периодической системы элементов явилась таблица «Опыт системы элементов, основанной на их и химическом сходстве», составленная Менделеевым 1 марта 1869 (рис. 1 ). На протяжении последующих двух лет автор совершенствовал эту таблицу, ввёл представления о группах, рядах и периодах элементов; сделал попытку оценить ёмкость малых и больших периодов, содержащих, по его мнению, соответственно по 7 и 17 элементов. В 1870 он назвал свою систему естественной, а в 1871 - периодической. Уже тогда структура периодической системы элементов приобрела во многом современные очертания (рис. 2 ).

Периодическая система элементов не сразу завоевала признание как фундаментальное научное обобщение; положение существенно изменилось лишь после открытия Ga, Sc, Ge и установления двухвалентности Be (он долгое время считался трёхвалентным). Тем не менее периодическая система элементов во многом представляла эмпирическое обобщение фактов, поскольку был неясен физический смысл периодического закона и отсутствовало объяснение причин периодического изменения свойств элементов в зависимости от возрастания . Поэтому вплоть до физического обоснования периодического закона и разработки теории периодической системы элементов многие факты не удавалось объяснить. Так, неожиданным явилось открытие в конце 19 в. , которые, казалось, не находили места в периодической системе элементов; эта трудность была устранена благодаря включению в периодическую систему элементов самостоятельной нулевой группы (впоследствии VIIIa-подгруппы). Открытие многих «радиоэлементов» в начале 20 в. привело к противоречию между необходимостью их размещения в периодической системе элементов и её структурой (для более чем 30 таких элементов было 7 «вакантных» мест в шестом и седьмом периодах). Это противоречие было преодолено в результате открытия . Наконец, величина () как параметра, определяющего свойства элементов, постепенно утрачивала своё значение.

Одна из главных причин невозможности объяснения физического смысла периодического закона и периодической системы элементов состояла в отсутствии теории строения (см. , Атомная физика). Поэтому важнейшей вехой на пути развития периодической системы элементов явилась планетарная модель , предложенная Э. Резерфордом (1911). На её основе голландский учёный А. ван ден Брук высказал предположение (1913), что элемента в периодической системе элементов ( Z) численно равен заряду ядра (в единицах элементарного заряда). Это было экспериментально подтверждено Г. Мозли (1913-14, см. Мозли закон). Так удалось установить, что периодичность изменения свойств элементов зависит от , а не от . В результате на научной основе была определена нижняя граница периодической системы элементов ( как элемент с минимальным Z = 1); точно оценено число элементов между и ; установлено, что «пробелы» в периодической системе элементов соответствуют неизвестным элементам с Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87.

Оставался, однако, неясным вопрос о точном числе , и (что особенно важно) не были вскрыты причины периодического изменения свойств элементов в зависимости от Z. Эти причины были найдены в ходе дальнейшей разработки теории периодической системы элементов на основе квантовых представлений о строении (см. далее). Физическое обоснование периодического закона и открытие явления изотонии позволили научно определить понятие « » (« »). Прилагаемая периодическая система (см. илл. ) содержит современные значения элементов по углеродной шкале в соответствии с Международной таблицей 1973. В квадратных скобках приведены наиболее долгоживущих . Вместо наиболее устойчивых 99 Tc, 226 Ra, 231 Pa и 237 Np указаны этих , принятые (1969) Международной комиссией по .

Структура периодической системы элементов . Современная (1975) периодическая система элементов охватывает 106 ; из них все трансурановые (Z = 93-106), а также элементы с Z = 43 (Tc), 61 (Pm), 85 (At) и 87 (Fr) получены искусственно. За всю историю периодической системы элементов было предложено большое количество (нескольких сотен) вариантов её графического изображения, преимущественно в виде таблиц; известны изображения и в виде различных геометрических фигур (пространственных и плоскостных), аналитических кривых (например, ) и т.д. Наибольшее распространение получили три формы периодической системы элементов: короткая, предложенная Менделеевым (рис. 2 ) и получившая всеобщее признание (в современном виде она дана на илл. ); длинная (рис. 3 ); лестничная (рис. 4 ). Длинную форму также разрабатывал Менделеев, а в усовершенствованном виде она была предложена в 1905 А. Вернером. Лестничная форма предложена английским учёным Т. Бейли (1882), датским учёным Ю. Томсеном (1895) и усовершенствована Н. (1921). Каждая из трёх форм имеет достоинства и недостатки. Фундаментальным принципом построения периодической системы элементов является разделение всех на группы и периоды. Каждая группа в свою очередь подразделяется на главную (а) и побочную (б) подгруппы. В каждой подгруппе содержатся элементы, обладающие сходными химическими свойствами. Элементы а- и б-подгрупп в каждой группе, как правило, обнаруживают между собой определённое химическое сходство, главным образом в высших , которые, как правило, соответствуют номеру группы. Периодом называется совокупность элементов, начинающаяся и заканчивающаяся (особый случай - первый период); каждый период содержит строго определённое число элементов. Периодическая система элементов состоит из 8 групп и 7 периодов (седьмой пока не завершен).

Специфика первого периода в том, что он содержит всего 2 элемента: H и He. Место H в системе неоднозначно: поскольку он проявляет свойства, общие со и с , его помещают либо в Ia-, либо (предпочтительнее) в VIIa-подгруппу. - первый представитель VIIa-подгруппы (однако долгое время Не и все объединяли в самостоятельную нулевую группу).

Второй период (Li - Ne) содержит 8 элементов. Он начинается Li, единственная которого равна I. Затем идёт Be - , II. Металлический характер следующего элемента В выражен слабо ( III). Идущий за ним C - типичный , может быть как положительно, так и отрицательно четырёхвалентным. Последующие N, O, F и Ne - , причём только у N высшая V соответствует номеру группы; лишь в редких случаях проявляет положительную , а для F известна VI. Завершает период Ne.

Третий период (Na - Ar) также содержит 8 элементов, характер изменения свойств которых во многом аналогичен наблюдающемуся во втором периоде. Однако Mg, в отличие от Be, более металличен, равно как и Al по сравнению с В, хотя Al присуща . Si, Р, S, Cl, Ar - типичные , но все они (кроме Ar) проявляют высшие , равные номеру группы. Таким образом, в обоих периодах по мере увеличения Z наблюдается ослабление металлического и усиление неметаллического характера элементов. Менделеев называл элементы второго и третьего периодов (малых, по его терминологии) типическими. Существенно, что они принадлежат к числу наиболее распространённых в природе, а С, N и O являются наряду с H основными элементами органической материи (органогенами). Все элементы первых трёх периодов входят в подгруппы а.

По современной терминологии (см. далее), элементы этих периодов относятся к s-элементам (щелочные и щёлочноземельные ), составляющим Ia- и IIa-подгруппы (выделены на цветной таблице красным цветом), и р-элементам (В - Ne, At - Ar), входящим в IIIa - VIIIa-подгруппы (их символы выделены оранжевым цветом). Для элементов малых периодов с возрастанием сначала наблюдается уменьшение , а затем, когда число в наружной оболочке уже значительно возрастает, их взаимное отталкивание приводит к увеличению . Очередной максимум достигается в начале следующего периода на щелочном элементе. Примерно такая же закономерность характерна для .

Четвёртый период (K - Kr) содержит 18 элементов (первый большой период, по Менделееву). После K и щёлочноземельного Ca (s-элементы) следует ряд из десяти так называемых (Sc - Zn), или d-элементов (символы даны синим цветом), которые входят в подгруппы 6 соответствующих групп периодической системы элементов. Большинство (все они ) проявляет высшие , равные номеру группы. Исключение - триада Fe - Co - Ni, где два последних элемента максимально положительно трёхвалентны, а в определённых условиях известно в VI. Элементы, начиная с Ga и кончая Kr (р-элементы), принадлежат к подгруппам а, и характер изменения их свойств такой же, как и в соответствующих интервалах Z у элементов второго и третьего периодов. Установлено, что Kr способен образовывать (главным образом с F), но VIII для него неизвестна.

Пятый период (Rb - Xe) построен аналогично четвёртому; в нём также имеется вставка из 10 (Y - Cd), d-элементов. Специфические особенности периода: 1) в триаде Ru - Rh - Pd только проявляет VIII; 2) все элементы подгрупп а проявляют высшие , равные номеру группы, включая и Xe; 3) у I отмечаются слабые металлические свойства. Таким образом, характер изменения свойств по мере увеличения Z у элементов четвёртого и пятого периодов более сложен, поскольку металлические свойства сохраняются в большом интервале .

Шестой период (Cs - Rn) включает 32 элемента. В нём помимо 10 d-элементов (La, Hf - Hg) содержится совокупность из 14 f-элементов, от Ce до Lu (символы чёрного цвета). Элементы от La до Lu химически весьма сходны. В короткой форме периодической системы элементов включаются в La (поскольку их преобладающая III) и записываются отдельной строкой внизу таблицы. Этот приём несколько неудобен, поскольку 14 элементов оказываются как бы вне таблицы. Подобного недостатка лишены длинная и лестничная формы периодической системы элементов, хорошо отражающие специфику на фоне целостной структуры периодической системы элементов. Особенности периода: 1) в триаде Os - Ir - Pt только проявляет VIII; 2) At имеет более выраженный (по сравнению с 1) металлический характер; 3) Rn, по-видимому (его мало изучена), должен быть наиболее реакционноспособным из .

Седьмой период, начинающийся с Fr (Z = 87), также должен содержать 32 элемента, из которых пока известно 20 (до элемента с Z = 106). Fr и Ra - элементы соответственно Ia- и IIa -подгрупп (s-элементы), Ac - аналог элементов IIIб -подгруппы (d-элемент). Следующие 14 элементов, f-элементы (с Z от 90 до 103), составляют семейство . В короткой форме периодической системы элементов они занимают Ac и записываются отдельной строкой внизу таблицы, подобно , в отличие от которых характеризуются значительным разнообразием . В связи с этим в химическом отношении ряды и обнаруживают заметные различия. Изучение химической природы элементов с Z = 104 и Z = 105 показало, что эти элементы являются аналогами и соответственно, то есть d-элементами, и должны размещаться в IVб- и Vб-подгруппах. Членами б-подгрупп должны быть и последующие элементы до Z = 112, а далее (Z = 113-118) появятся р-элементы (IIIa - VIlla-подгруппы).

Теория периодической системы элементов. В основе теории периодической системы элементов лежит представление о специфических закономерностях построения электронных оболочек (слоев, уровней) и подоболочек (оболочек, подуровней) в по мере роста Z (см. , Атомная физика). Это представление было развито в 1913-21 с учётом характера изменения свойств в периодической системе элементов и результатов изучения их . выявил три существенные особенности формирования электронных конфигураций : 1) заполнение электронных оболочек (кроме оболочек, отвечающих значениям главного квантового числа n = 1 и 2) происходит не монотонно до полной их ёмкости, а прерывается появлением совокупностей , относящихся к оболочкам с большими значениями n; 2) сходные типы электронных конфигураций периодически повторяются; 3) границы периодов периодической системы элементов (за исключением первого и второго) не совпадают с границами последовательных электронных оболочек.

В обозначениях, принятых в атомной физике, реальная схема формирования электронных конфигураций по мере роста Z может быть в общем виде записана следующим образом:

Вертикальными чертами разделены периоды периодической системы элементов (их номера обозначены цифрами наверху); жирным шрифтом выделены подоболочки, которыми завершается построение оболочек с данным n. Под обозначениями подоболочек проставлены значения главного (n) и орбитального (l) квантовых чисел, характеризующие последовательно заполняющиеся подоболочки. В соответствии с ёмкость каждой электронной оболочки равна 2n 2 , а ёмкость каждой подоболочки - 2(2l + 1). Из вышеприведённой схемы легко определяются ёмкости последовательных периодов: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32... Каждый период начинается элементом, в которого появляется с новым значением n. Таким образом, периоды можно характеризовать как совокупности элементов, начинающиеся элементом со значением n, равным номеру периода, и l = 0 (ns 1 -элементы), и завершающиеся элементом с тем же n и l = 1 (np 6 -элементы); исключение - первый период, содержащий только ls-элементы. При этом к а-подгруппам принадлежат элементы, для которых n равно номеру периода, а l = 0 или 1, то есть происходит построение электронной оболочки с данным n. К б-подгруппам принадлежат элементы, в которых происходит достройка оболочек, остававшихся незавершёнными (в данном случае n меньше номера периода, а l = 2 или 3). Первый - третий периоды периодической системы элементов содержат только элементы а-подгрупп.

Приведённая реальная схема формирования электронных конфигураций не является безупречной, поскольку в ряде случаев чёткие границы между последовательно заполняющимися подоболочками нарушаются (например, после заполнения в Cs и Ba 6s-подоболочки в появляется не 4f-, а 5d-электрон, имеется 5d-электрон в Gd и т.д.). Кроме того, первоначально реальная схема не могла быть выведена из каких-либо фундаментальных физических представлений; такой вывод стал возможным благодаря применению к проблеме строения .

Типы конфигураций внешних электронных оболочек (на илл. конфигурации указаны) определяют основные особенности химического поведения элементов. Эти особенности являются специфическими для элементов а-подгрупп (s-и р-элементы), б-подгрупп (d-элементы) и f-семейств ( и ). Особый случай представляют собой элементы первого периода (H и He). Высокая химическая атомарного объясняется лёгкостью отщепления единственного ls-электрона, тогда как конфигурация (1s 2) является весьма прочной, что обусловливает его химическую инертность.

Поскольку у элементов а-подгрупп происходит заполнение внешних электронных оболочек (с n, равным номеру периода), то свойства элементов заметно меняются по мере роста Z. Так, во втором периоде Li (конфигурация 2s 1) - химически активный , легко теряющий валентный , a Be (2s 2) - также , но менее активный. Металлический характер следующего элемента B (2s 2 p) выражен слабо, а все последующие элементы второго периода, у которых происходит застройка 2р-подоболочки, являются уже . Восьмиэлектронная конфигурация внешней электронной оболочки Ne (2s 2 p 6) чрезвычайно прочна, поэтому - . Аналогичный характер изменения свойств наблюдается у элементов третьего периода и у s-и р-элементов всех последующих периодов, однако ослабление связи внешних с ядром в а-подгруппах по мере роста Z определённым образом сказывается на их свойствах. Так, у s-элементов отмечается заметный рост химической , а у р-элементов - нарастание металлических свойств. В VIIIa-подгруппе ослабляется устойчивость конфигурации ns 2 np 6 , вследствие чего уже Kr (четвёртый период) приобретает способность вступать в . Специфика р-элементов 4-6-го периодов связана также с тем, что они отделены от s-элементов совокупностями элементов, в которых происходит застройка предшествующих электронных оболочек.

У переходных d-элементов б-подгрупп достраиваются незавершённые оболочки с n, на единицу меньшим номера периода. Конфигурация внешних оболочек у них, как правило, ns 2 . Поэтому все d-элементы являются . Аналогичная структура внешней оболочки d-элементов в каждом периоде приводит к тому, что изменение свойств d-элементов по мере роста Z не является резким и чёткое различие обнаруживается лишь в высших , в которых d-элементы проявляют определённое сходство с р-элементами соответствующих групп периодической системы элементов. Специфика элементов VIIIб-подгруппы объясняется тем, что их d-подоболочки близки к завершению, в связи с чем эти элементы не склонны (за исключением Ru и Os) проявлять высшие . У элементов Iб-подгруппы (Cu, Ag, Au) d-подоболочка фактически оказывается завершенной, но ещё недостаточно стабилизированной, эти элементы проявляют и более высокие (до III в случае Au).

Значение периодической системы элементов . Периодическая система элементов сыграла и продолжает играть огромную роль в развитии естествознания. Она явилась важнейшим достижением атомно-молекулярного учения, позволила дать современное определение понятия « » и уточнить понятия о и соединениях. Закономерности, вскрытые периодической системой элементов, оказали существенное влияние на разработку теории строения , способствовали объяснению явления изотонии. С периодической системой элементов связана строго научная постановка проблемы прогнозирования в , что проявилось как в предсказании существования неизвестных элементов и их свойств, так и в предсказании новых особенностей химического поведения уже открытых элементов. Периодическая система элементов - фундамент , в первую очередь неорганической; она существенно помогает решению задач синтеза с заранее заданными свойствами, разработке новых материалов, в частности полупроводниковых, подбору специфических для различных химических процессов и т.д. Периодическая система элементов- также научная основа преподавания .

Лит.: Менделеев Д. И., Периодический закон. Основные статьи, М., 1958; Кедров Б. М., Три аспекта атомистики. ч. 3. Закон Менделеева, М., 1969; Рабинович Е., Тило Э., Периодическая система элементов. История и теория, М.- Л., 1933; Карапетьянц М. Х., Дракин С. И., Строение , М., 1967; Астахов К. В., Современное состояние периодической системы Д. И. Менделеева, М., 1969; Кедров Б. М., Трифонов Д. Н., Закон периодичности и . Открытия и хронология, М., 1969; Сто лет периодического закона . Сборник статей, М., 1969; Сто лет периодического закона . Доклады на пленарных заседаниях, М., 1971; Spronsen J. W. van, The periodic system of chemical elements. A history of the first hundred years, Amst.- L.- N. Y., 1969; Клечковский В. М., Распределение атомных и правило последовательного заполнения (n + l)-групп, М., 1968; Трифонов Д. Н., О количественной интерпретации периодичности, М., 1971; Некрасов Б. В., Основы , т. 1-2, 3 изд., М., 1973; Кедров Б. М., Трифонов Д. Н., О современных проблемах периодической системы, М., 1974.

Д. Н. Трифонов.

Рис. 1. Таблица «Опыт системы элементов», основанной на их и химическом сходстве, составленная Д. И. Менделеевым 1 марта 1869.

Рис. 3. Длинная форма периодической системы элементов (современный вариант).

Рис. 4. Лестничная форма периодической системы элементов (по Н. , 1921).

Рис. 2. «Естественная система элементов» Д. И. Менделеева (короткая форма), опубликованная во 2-й части 1-го издания Основ в 1871.

Периодическая система элементов Д. И. Менделеева.

Лекция № 2

Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева

План:

Открытие Д.И. Менделеевым Периодического закона

Принцип построения периодической системы

Периодический закон в формулировке Д.И. Менделеева.

Периодическая система химических элементов - естественная классификация химических элементов, которая является графическим (табличным) выражением периодического закона химических элементов. Структура ее, во многом сходная с современной, разработана Д. И. Менделеевым на основе периодического закона в 1869-1871 гг.

Прообразом периодической системы был « Опыт системы элементов, основанной на их атомном весе и химическом сходстве» , составленный Д.И. Менделеевым 1 марта 1869 г . На протяжении двух лет ученый непрерывно совершенствовал «Опыт системы», ввел представление о группах, рядах и периодах элементов. В результате структура периодической системы приобрела во многом современные очертания.

Важным для ее эволюции стало понятие о месте элемента в системе, определяемом номерами группы и периода. Опираясь на это понятие, Менделеев пришел к выводу, что необходимо изменить атомные массы некоторых химических элементов: урана, индия, церия и его спутников. Это было первое практическое применение периодической системы. Менделеев также впервые предсказал существование нескольких неизвестных элементов. Ученый описал важнейшие свойства экаалюминия (будущего галлия), экабора (скандия) и экасилиция (германия). Кроме того, он предсказал существование аналогов марганца (будущих технеция и рения), теллура (полония), йода (астата), цезия (франция), бария (радия), тантала (протактиния). Прогнозы ученого в отношении данных элементов носили общий характер, поскольку эти элементы располагались в малоизученных областях периодической системы.

Первые варианты периодической системы химических элементов во многом представляли лишь эмпирическое обобщение. Ведь был неясен физический смысл периодического закона, отсутствовало объяснение причин периодического изменения свойств элементов в зависимости от возрастания атомных масс. В связи с этим оставались нерешенными многие проблемы. Есть ли границы периодической системы? Можно ли определить точное количество существующих элементов? Оставалась неясной структура шестого периода - каково точное количество редкоземельных элементов. Было неизвестно, существуют ли еще элементы между водородом и литием, какова структура первого периода. Поэтому вплоть до физического обоснования периодического закона и разработки теории периодической системы перед ней не раз возникали серьезные трудности. Неожиданным было открытие в 1894 - 1898 гг. плеяды инертных газов, которым, казалось, не находилось места в периодической системе. Эта трудность была устранена благодаря идее включить в структуру периодической системы самостоятельную нулевую группу. Массовое открытие радиоэлементов на стыке XIX и ХХ вв. (к 1910 г. их число составляло около 40) привело к резкому противоречию между необходимостью их размещения в периодической системе и ее сложившейся структурой. Для них было только 7 вакантных мест в шестом и седьмом периодах. Эта проблема была решена в результате установления правил сдвига и открытия изотопов.

Одна из главных причин невозможности объяснить физический смысл периодического закона и структуру периодической системы состояла в том, что было неизвестно, как построен атом (см. Атом). Важнейшей вехой на пути развития периодической системы явилось создание атомной модели Э. Резерфордом (1911). На ее основе голландский ученый А. Ван ден Брук (1913) высказал предположение, что порядковый номер элемента в периодической системе численно равен заряду ядра его атома (Z). Это экспериментально подтвердил английский ученый Г. Мозли (1913). Периодический закон получил физическое обоснование: периодичность изменения свойств элементов стала рассматриваться в зависимости от Z-заряда ядра атома элемента, а не от атомной массы.

В результате структура периодической системы Менделеева значительно упрочилась. Была определена нижняя граница системы. Это водород - элемент с минимальным Z = 1. Стало возможным точно оценить количество элементов между водородом и ураном. Были определены «пробелы» в периодической системе, соответствующие неизвестным элементам с Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Однако оставались неясными вопросы о точном количестве редкоземельных элементов и, что особенно важно, не были вскрыты причины периодичности изменения свойств элементов в зависимости от Z.

Опираясь на сложившуюся структуру периодической системы и результаты изучения атомных спектров, датский ученый Н. Бор в 1918 - 1921 гг. развил представления о последовательности построения электронных оболочек и подоболочек в атомах. Ученый пришел к выводу, что сходные типы электронных конфигураций атомов периодически повторяются. Таким образом, было показано, что периодичность изменения свойств химических элементов объясняется существованием периодичности в построении электронных оболочек и подоболочек атомов.

В настоящее время периодическая система охватывает 117 элементов. Из них все трансурановые элементы (Z" = 93 - 117), а также элементы с Z = 43 (технеций), 61 (прометий), 85 (астат), 87 (франций) получены искусственно. За всю историю существования периодической системы было предложено большое количество (> 500) вариантов ее графического изображения, преимущественно в виде таблиц, а также в виде различных геометрических фигур (пространственных и плоскостных), аналитических кривых (спиралей и пр.) и т.д. Наибольшее распространение получили короткая, длинная и лестничная формы таблиц Менделеева. В настоящее время предпочтение отдается короткой.

Фундаментальным принципом построения периодической системы является ее подразделение на группы и периоды. Менделеевское понятие рядов элементов ныне не употребляется, поскольку лишено физического смысла. Группы, в свою очередь, подразделяются на главную (а) и побочную (b) подгруппы. В каждой подгруппе содержатся элементы - химические аналоги. Элементы а- и b-подгрупп в большинстве групп также обнаруживают между собой определенное сходство, главным образом в высших степенях окисления, которые, как правило, равны номеру группы.

Периодом называется совокупность элементов, которая начинается щелочным металлом и заканчивается инертным газом (особый случай - первый период). Каждый период содержит строго определенное количество элементов. Периодическая система состоит из восьми групп и семи периодов, причем седьмой пока не завершен.

Особенность первого периода заключается в том, что он содержит всего 2 элемента : водород и гелий. Место водорода в системе неоднозначно. Поскольку он проявляет свойства, общие со щелочными металлами и с галогенами, то его помещают либо в I А-, либо в VII А-подгруппу, причем последний вариант употребляется чаще. Гелий-первый представитель VIII А-подгруппы. Долгое время гелий и все инертные газы выделяли в самостоятельную нулевую группу. Это положение потребовало пересмотра после синтеза химических соединений криптона, ксенона и радона. В результате инертные газы и элементы бывшей VIII группы (железо, кобальт, никель и платиновые металлы) были объединены в рамках одной группы. Этот вариант не безупречен, так как инертность гелия и неона не вызывает сомнений.

Второй период содержит 8 элементов. Он начинается щелочным металлом литием, единственная степень окисления которого + 1. Далее следует бериллий (металл, степень окисления + 2). Бор проявляет уже слабо выраженный металлический характер и является неметаллом (степень окисления + 3). Следующий за бором углерод - типичный неметалл, который проявляет степень окисления как +4, так и - 4. Азот, кислород, фтор и неон - все неметаллы, причем у азота высшая степень окисления + 5 соответствует номеру группы; для фтора известна степень окисления + 7. Инертный газ неон завершает период.

Третий период (натрий - аргон) также содержит 8 элементов . Характер изменения их свойств во многом аналогичен тому, который наблюдался для элементов второго периода. Но здесь есть и своя специфика. Так, магний в отличие от бериллия более металличен, так же как и алюминий по сравнению с бором. Кремний, фосфор, сера, хлор, аргон - все это типичные неметаллы. И все они, кроме аргона, проявляют высшие степени окисления, равные номеру группы.

Как видим, в обоих периодах по мере увеличения Z наблюдается ослабление металлических и усиление неметаллических свойств элементов. Д. И. Менделеев называл элементы второго и третьего периодов (по его словам, малых) типическими. Элементы малых периодов принадлежат к числу самых распространенных в природе. Углерод, азот и кислород (наряду с водородом) - органогены, т.е. основные элементы органической материи.

Все элементы первого - третьего периодов размещаются в А-подгруппах.

Четвертый период (калий - криптон) содержит 18 элементов. По Менделееву, это первый большой период. После щелочного металла калия и щелочноземельного металла кальция следует ряд элементов, состоящий из 10 так называемых переходных металлов (скандий - цинк). Все они входят в b-подгруппы. Большинство переходных металлов проявляют высшие степени окисления, равные номеру группы, кроме железа, кобальта и никеля. Элементы, начиная с галлия и кончая криптоном, принадлежат к А-подгруппам. Криптон в отличие от предшествующих инертных газов может образовывать химические соединения.

Пятый период (рубидий - ксенон) по своему построению аналогичен четвертому . В нем также содержится вставка из 10 переходных металлов (иттрий - кадмий). У элементов этого периода есть свои особенности. В триаде рутений - родий - палладий для рутения известны соединения, где он проявляет степень окисления +8. Все элементы А-подгрупп проявляют высшие степени окисления, равные номеру группы, исключая ксенон. Можно заметить, что особенности изменения свойств у элементов четвертого и пятого периодов по мере роста Z имеют по сравнению со вторым и третьим периодами более сложный характер.

Шестой период (цезий - радон) включает 32 элемента. В этом периоде кроме 10 переходных металлов (лантан, гафний - ртуть) содержится еще и совокупность из 14 лантаноидов - от церия до лютеция. Элементы от церия до лютеция химически очень похожи, и на этом основании их давно включают в семейство редкоземельных элементов. В короткой форме периодической системы ряд лантан видов включают в клетку лантана и расшифровку этого ряда дают внизу таблицы.

В чем состоит специфика элементов шестого периода? В триаде осмий - иридий - платина для осмия известна степень окисления +8. Астат имеет достаточно выраженный металлический характер. Радон, по всей вероятности, обладает наибольшей реакционной способностью из всех инертных газов. К сожалению, из-за того, что он сильно радиоактивен, его химия мало изучена).

Седьмой период начинается с франция. Подобно шестому, он также должен содержать 32 элемента, но из них пока известен 21. Франций и радий соответственно являются элементами I а- и I I а-подгрупп, актиний принадлежит к III b-подгруппе. Дальнейшее построение седьмого периода спорно. Наиболее распространено представление о семействе актиноидов, которое включает элементы от тория до лоуренсия и аналогично лантаноидам. Расшифровка этого ряда элементов также дается внизу таблицы.

Как изменяются свойства химических элементов в подгруппах периодической системы Менделеева?

Основная закономерность этого изменения заключается в усилении металлического характера элементов по мере роста Z. Особенно отчетливо эта закономерность проявляется в IIIа-VIIa-подгруппах. Для металлов I А-III А-подгрупп наблюдается рост химической активности. У элементов IVА - VIIА-подгрупп по мере увеличения Z наблюдается ослабление химической активности элементов. У элементов b-подгрупп изменение химической активности более сложно.

Теория периодической системы была разработана Н. Бором и другими учеными в 20-х гг. ХХ в. и основана на реальной схеме формирования электронных конфигураций атомов. Согласно этой теории, по мере роста Z заполнение электронных оболочек и подоболочек в атомах элементов, входящих в периоды периодической системы, происходит в следующей последовательности:

Номера периодов

1 2 3 4 5 6 7

1s2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p7s5f6d7p

На основании теории периодической системы можно дать следующее определение периода: период есть совокупность элементов, начинающаяся элементом со значением n. равным номеру периода, и l=0 (s-элементы) и заканчивающаяся элементом с тем же значением n и l = 1 (р-элементы ). Исключение составляет первый период, содержащий только 1s-элементы. Из теории периодической системы следуют и числа элементов в периодах: 2, 8, 8. 18, 18, 32...

К b-подгруппам относятся те элементы, в атомах которых происходит достройка оболочек, ранее остававшихся незавершенными. Именно поэтому первый, второй и третий периоды не содержат элементов b-подгрупп.

Структура периодической системы химических элементов тесно связана со строением атомов химических элементов. По мере роста Z периодически повторяются сходные типы конфигурации внешних электронных оболочек. А именно они определяют основные особенности химического поведения элементов. Эти особенности по-разному проявляются для элементов A-подгрупп (s- и р-элементы), для элементов b-подгрупп (переходные d-элементы) и элементов f-семейств - лантаноидов и актиноидов. Особый случай представляют элементы первого периода - водород и гелий. Для водорода характерна высокая химическая активность, потому что его единственный b-электрон легко отщепляется. В то же время конфигурация гелия (1st) весьма устойчива, что обусловливает его полную химическую бездеятельность.

У элементов А-подгрупп происходит заполнение внешних электронных оболочек (с n, равным номеру периода); поэтому свойства этих элементов заметно изменяются по мере роста Z. Так, во втором периоде литий (конфигурация 2s) - активный металл, легко теряющий единственный валентный электрон; бериллий (2s~) - также металл, но менее активный вследствие того, что его внешние электроны более прочно связаны с ядром. Далее, бор (2з"р) имеет слабо выраженный металлический характер, а все последующие элементы второго периода, у которых происходит построение 2р-подоболочки, являются уже неметаллами. Восьмиэлектронная конфигурация внешней электронной оболочки неона (2s~р~) - инертного газа - очень прочна.

Химические свойства элементов второго периода объясняются стремлением их атомов приобрести электронную конфигурацию ближайшего инертного газа (конфигурацию гелия - для элементов от лития до углерода или конфигурацию неона - для элементов от углерода до фтора). Вот почему, например, кислород не может проявлять высшей степени окисления, равной номеру группы: ведь ему легче достичь конфигурации неона путем приобретения дополнительных электронов. Такой же характер изменения свойств проявляется у элементов третьего периода и у s- и р-элементов всех последующих периодов. В то же время ослабление прочности связи внешних электронов с ядром в А-подгруппах по мере роста Z проявляется в свойствах соответствующих элементов. Так, для s-элементов отмечается заметный рост химической активности по мере роста Z, а для р-элементов - нарастание металлических свойств.

В атомах переходных d-элементов достраиваются не завершенные ранее оболочки со значением главного квантового числа и, на единицу меньшим номера периода. За отдельными исключениями, конфигурация внешних электронных оболочек атомов переходных элементов - ns . Поэтому все d-элементы являются металлами, и именно поэтому изменения свойств 1-элементов по мере роста Z не так резки, как мы это видели у s и р-элементов. В высших степенях окисления d-элементы проявляют определенное сходство с р-элементами соответствующих групп периодической системы.

Особенности свойств элементов триад (VIII b-подгруппа) объясняются тем, что d-подоболочки близки к завершению. Вот почему железо, кобальт, никель и платиновые металлы, как правило, не склонны давать соединения высших степеней окисления. Исключение составляют лишь рутений и осмий, дающие оксиды RuO4 и OsO4. У элементов I- и II B-подгрупп d-подоболочка фактически оказывается завершенной. Поэтому они проявляют степени окисления, равные номеру группы.

В атомах лантаноидов и актиноидов (все они металлы) происходит достройка ранее не завершенных электронных оболочек со значением главного квантового числа и на две единицы меньше номера периода. В атомах этих элементов конфигурация внешней электронной оболочки (ns2) сохраняется неизменной. В то же время f-электроны фактически не оказывают влияния на химические свойства. Вот почему лантаноиды так сходны.

У актиноидов дело обстоит гораздо сложнее. В интервале зарядов ядер Z = 90 - 95 электроны бd и 5/ могут принимать участие в химических взаимодействиях. А отсюда следует, что актиноиды проявляют гораздо более широкий диапазон степеней окисления. Например, для нептуния, плутония и америция известны соединения, где эти элементы выступают в семи валентном состоянии. Только у элементов, начиная с кюрия (Z = = 96), становится устойчивым трехвалентное состояние. Таким образом, свойства актиноидов значительно отличаются от свойств лантаноидов, и оба семейства поэтому нельзя считать подобными.

Семейство актиноидов заканчивается элементом с Z = 103 (лоуренсий). Оценка химических свойств курчатовия (Z = 104) и нильсбория (Z = 105) показывает, что эти элементы должны быть аналогами соответственно гафния и тантала. Поэтому ученые полагают, что после семейства актиноидов в атомах начинается систематическое заполнение 6d-подоболочки.

Конечное число элементов, которое охватывает периодическая система, неизвестно. Проблема ее верхней границы - это, пожалуй, основная загадка периодической системы. Наиболее тяжелый элемент, который удалось обнаружить в природе,- это плутоний (Z = = 94). Достигнутый предел искусственного ядерного синтеза - элемент с порядковым номером 107. Остается открытым вопрос: удастся ли получить элементы с большими порядковыми номерами, какие и сколько? На него нельзя пока ответить сколь-либо определенно.

С помощью сложнейших расчетов, выполненных на компьютере, ученые попытались определить строение атомов и оценить важнейшие свойства таких «сверхэлементов», вплоть до огромных порядковых номеров (Z = 172 и даже Z = = 184). Полученные результаты оказались весьма неожиданными. Например, в атоме элемента с Z = 121 предполагается появление 8р-электрона; это после того, как в атомах с Z = 119 и 120 завершилось формирование 8s-подоболочки. А ведь появление р-электронов вслед за s-электронами наблюдается только в атомах элементов второго и третьего периодов. Расчеты показывают также, что у элементов гипотетического восьмого периода заполнение электронных оболочек и подоболочек атомов происходит в очень сложной и своеобразной последовательности. Поэтому оценить свойства соответствующих элементов - проблема весьма сложная. Казалось бы, восьмой период должен содержать 50 элементов (Z = 119 - 168), но согласно расчетам, он должен завершаться у элемента с Z = 164, т.е. на 4 порядковых номера раньше. А «экзотический» девятый период, оказывается, должен состоять из 8 элементов. Вот его «электронная» запись: 9s"Зр 9р". Иными словами, он содержал бы всего 8 элементов, как второй и третий периоды.

Трудно сказать, насколько соответствовали бы истине расчеты, проделанные с помощью компьютера. Однако, если бы они были подтверждены, то пришлось бы серьезно пересмотреть закономерности, лежащие в основе периодической системы элементов и ее структуры.

Периодическая система сыграла и продолжает играть огромную роль в развитии различных областей естествознания. Она явилась важнейшим достижением атомно-молекулярного учения, способствовала появлению современного понятия «химический элемент» и уточнению понятий о простых веществах и соединениях.

Закономерности, вскрытые периодической системой, оказали существенное влияние на разработку теории строения атомов, открытие изотопов, появление представлений о ядерной периодичности. С периодической системой связана строго научная постановка проблемы прогнозирования в химии. Это проявилось в предсказании существования и свойств неизвестных элементов и новых особенностей химического поведения элементов, уже открытых. Ныне периодическая система представляет фундамент химии, в первую очередь неорганической, существенно помогая решению задачи химического синтеза веществ с заранее заданными свойствами, разработке новых полупроводниковых материалов, подбору специфических катализаторов для различных химических процессов и т.д. И наконец, периодическая система лежит в основе преподавания химии.

Периодический закон Менделеева

Периодический закон химических элементов - фундаментальный закон природы, отражающий периодическое изменение свойств химических элементов по мере увеличения зарядов ядер их атомов. Открыт 1 марта (17 февраля по ст. стилю) 1869 г. Д.И. Менделеевым. В этот день им была составлена таблица, названная «Опыт системы элементов, основанной на их атомном весе и химическом сходстве». Окончательная формулировка периодического закона была дана Менделеевым в июле 1871 г. Она гласила:

« Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса».

Менделеевская формулировка периодического закона просуществовала в науке 40 с небольшим лет. Она была пересмотрена благодаря выдающимся достижениям физики, главным образом разработке ядерной модели атома. Оказалось, заряд ядра атома (Z) численно равен порядковому номеру соответствующего элемента в периодической системе, а заполнение электронных оболочек и подоболочек атомов в зависимости от Z происходит таким образом, что сходные электронные конфигурации атомов периодически повторяются (см. Периодическая система химических элементов). Поэтому современная формулировка периодического закона такова: свойства элементов, простых веществ и их соединений находятся в периодической зависимости от зарядов ядер атомов.

В отличие от других фундаментальных законов природы, например таких, как закон всемирного тяготения или закон эквивалентности массы и энергии, периодический закон не может быть записан в виде какого-либо общего уравнения или формулы. Его наглядным отражением является периодическая система элементов. Однако и сам Менделеев, и другие ученые делали попытки отыскать математическое уравнение периодического закона химических элементов. Эти попытки увенчались успехом только после разработки теории строения атома. Но они касаются лишь установления количественной зависимости порядка распределения электронов в оболочках и подоболочках от зарядов ядер атомов.

Периодический закон - это универсальный закон для всей Вселенной. Он имеет силу везде, где существуют атомы. Но периодически изменяются не только электронные структуры атомов. Строение и свойства атомных ядер также подчиняются своеобразному периодическому закону. В ядрах, состоящих из нейтронов и протонов, существуют нейтронные и протонные оболочки, заполнение которых имеет периодический характер. Известны даже попытки построения периодической системы атомных ядер.

Дмитрий Иванович Менделеев (1834 - 1907)

Русский ученый, открыл периодический закон химических элементов.

В 1955 г. американские физики во главе с Г. Сиборгом синтезировали химический элемент с порядковым номером 101. Они дали ему название менделевий - в знак признания заслуг великого русского ученого. Периодическая система Менделеева уже более 100 лет служит ключом к открытию новых элементов.

Периодический закон и периодическая система стали важнейшим вкладом Д. И. Менделеева в развитие естествознания. Но они составляют лишь часть огромного творческого наследия ученого. Полное собрание его сочинений -25 объемистых томов, настоящая энциклопедия знаний.

Менделеев привел в систему разрозненные сведения об изоморфизме, и это сыграло роль в развитии геохимии. Он открыл критическую температуру кипения, выше которой вещество не может находиться в жидком состоянии, разработал гидратную теорию растворов и тем самым по праву считается выдающимся физико-химиком. Он провел глубокие исследования свойств разреженных газов, показав себя выдающимся физиком-экспериментатором. Менделеев предложил теорию неорганического происхождения нефти, до сих пор имеющую приверженцев; разработал процесс приготовления бездымного пороха; изучал воздухоплавание, метеорологию, совершенствовал технику измерений. Будучи управляющим Главной палаты мер и весов, много сделал для развития метрологии. За свои научные заслуги Менделеев был избран членом более 50 академий и научных обществ разных стран мира. В научной деятельности ученый видел, по его словам, свою «первую службу Родине».

Вторая служба - педагогическая деятельность. Менделеев был автором учебника «Основы химии», который при его жизни выдержал 8 изданий и не раз переводился на иностранные языки. Менделеев преподавал во многих учебных заведениях Петербурга. «Из тысяч моих учеников много теперь повсюду видных деятелей, и, встречая их, всегда слышал, что доброе в них семя полагал, а не простую отбывал повинность»,- писал ученый на склоне лет

Многогранной и полезной была «третья служба Родине» - на ниве промышленности и сельского хозяйства. Здесь Менделеев проявил себя подлинным патриотом заботившимся о развитии и будущем России. В своем имении Боблово он ставил «опыты по разведению хлебов». Детально изучал способы добычи нефти и дал много ценных рекомендаций по их усовершенствованию. Он постоянно вникал в насущные нужды промышленности, посещал фабрики и заводы, рудники и шахты. Авторитет Менделеева был настолько высок, что его постоянно приглашали экспертом для решения сложных экономических проблем. Незадолго до смерти он опубликовал книгу «К познанию России», в которой наметил обширную программу развития производительных сил страны.

«Посев научный взойдет для жатвы народной» - таков был девиз всей деятельности ученого.

Менделеев был одним из культурнейших людей своего времени. Он глубоко интересовался литературой и искусством, собрал огромную коллекцию репродукций картин художников разных стран и народов. На его квартире часто происходили встречи выдающихся деятелей культуры.

Контрольные вопросы:

В каком году был открыт периодический закон химических элементов, как он сформулирован Д. И. Менделеевым?

В чем сущность закона периодичности? Каковы его основные черты?

Что такое период, группа, подгруппа в периодической системе?

Какие подгруппы называются главными и какие - побочными?

Как изменяются металлические свойства элементов в группе и в периоде?

Как изменяются окислительно-восстановительные свойства атомов элементов с увеличением порядкового номера?

В каких группах периодической системы находятся элементы, образующие газообразные соединения с водородом? Какие из них обладают кислотными свойствами?

Если провести линию в периодической системе от бора к астату, то элементы с какими свойствами окажутся по левую сторону этой линии?

В чем сущность квантово-механической теории строений атома?

Приведите современную формулировку периодического закона Д. И. Менделеева?

Найдите в периодической таблице элемент, расположенный в IV периоде, в V ряду и проявляющий в кислородном соединении валентность VI. Какова его валентность по водороду?

Литература:

Габриелян О,С. Химия для профессий и специальностей технического профиля: учебник/ О.С. Габриелян, И.Г. Остроумов. – М.: Издательский центр «Академия, 2009. – 256с.

Габриелян О,С. Химия: учеб для студ. сред. проф. учеб. заведений/ О.С. Габриелян, И.Г. Остроумов. – 6-е изд., стер. – М.: Издательский центр «Академия, 2009. – 336с.

Попытки систематизировать химические элементы предпринимали многие ученые. Но только в 1869 году Д. И. Менделееву удалось создать классификацию элементов, которая устанавливала связь и зависимость химических веществ и заряда атомного ядра.

История

Современная формулировка периодического закона заключается в следующем: свойства химических элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элемента.

К моменту открытия закона было известно 63 химических элемента. Однако атомные массы многих из этих элементов были определены ошибочно.

Сам Д. И Менделеев в 1869 году сформулировал свой закон как периодическую зависимость от величины атомных весов элементов, так как в XIX веке наука еще не имела сведений о строении атома. Однако гениальное предвидение ученого позволило ему более глубоко, чем все его современники, понять закономерности, которые обуславливают периодичность свойств элементов и веществ. Он учитывал не только возрастание атомной массы, но и уже известные свойства веществ и элементов и, взяв за основу идею периодичности, смог совершенно точно предсказать существование и свойства неизвестных на тот момент науке элементов и веществ, исправить атомные массы ряда элементов, правильно расположить элементы в системе, оставив пустые места и сделав перестановки.

Рис. 1. Д. И. Менделеев.

Существует миф, что периодическая система приснилась Менделееву. Однако это только красивая история, которая не является доказанным фактом.

Структура периодической системы

Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева является графическим отражением его же закона. Элементы расположены в таблице по определенному химическому и физическому смыслу. По расположению элемента можно определить его валентность, число электронов и многие другие особенности. Таблица поделена горизонтально на большие и малые периоды, а вертикально на группы.

Рис. 2. Таблица Менделеева.

Существует 7 периодов, которые начинаются с щелочного металла, а заканчиваются веществами, имеющими неметаллические свойства. Группы, в свою очередь, состоящие из 8 столбцов, поделены на главные и побочные подгруппы.

Дальнейшее развитие науки показало, что периодическое повторение свойств элементов через определенные интервалы, особенно отчетливо проявляющиеся во 2 и 3 малых периодах, объясняется повторением электронного строения внешних энергетических уровней, где находятся валентные электроны, за счет которых идет образование химических связей и новых веществ в реакциях. Поэтому в каждом вертикальном столбце-группе оказываются элементы с повторяющимися характерными чертами. Это ярко проявляется в группах, где находятся семейства очень активных щелочных металлов (I группа, главная подгруппа) и неметаллов-галогенов (VII группа, главная подгруппа). Слева направо по периоду число электронов возрастает от 1 до 8, при этом имеет место уменьшение металлических свойств элементов. Таким образом, металлические свойства проявляются тем сильнее, чем меньше электронов на внешнем уровне.

Рис. 3. Малые и большие периоды в таблице Менделеева.

Периодически также повторяются такие свойства атомов, как энергия ионизации, энергия сродства к электрону и электроотрицательность. Эти величины связаны со способностью атома отдать электрон с внешнего уровня (ионизация) или удержать чужой электрон на своем внешнем уровне (сродство к электрону).. Всего получено оценок: 117.

Любой, кто ходил в школу, помнит, что одним из обязательных для изучения предметов была химия. Она могла нравиться, а могла и не нравиться – это не важно. И вполне вероятно, что многие знания по этой дисциплине уже забыты и в жизни не применяются. Однако таблицу химических элементов Д. И. Менделеева наверняка помнит каждый. Для многих она так и осталась разноцветной таблицей, где в каждый квадратик вписаны определённые буквы, обозначающие названия химических элементов. Но здесь мы не будем говорить о химии как таковой, и описывать сотни химических реакций и процессов, а расскажем о том, как вообще появилась таблица Менделеева – эта история будет интересна любому человеку, да и вообще всем тем, кто охоч до интересной и полезной информации.

Небольшая предыстория

В далёком 1668 году выдающимся ирландским химиком, физиком и богословом Робертом Бойлем была опубликована книга, в которой было развенчано немало мифов об алхимии, и в которой он рассуждал о необходимости поиска неразложимых химических элементов. Учёный также привёл их список, состоящий всего из 15 элементов, но допускал мысль о том, что могут быть ещё элементы. Это стало отправной точкой не только в поиске новых элементов, но и в их систематизации.

Сто лет спустя французским химиком Антуаном Лавуазье был составлен новый перечень, в который входили уже 35 элементов. 23 из них позже были признаны неразложимыми. Но поиск новых элементов продолжался учёными по всему миру. И главную роль в этом процессе сыграл знаменитый русский химик Дмитрий Иванович Менделеев – он впервые выдвинул гипотезу о том, что между атомной массой элементов и их расположением в системе может быть взаимосвязь.

Благодаря кропотливому труду и сопоставлению химических элементов Менделеев смог обнаружить связь между элементами, в которой они могут быть одним целым, а их свойства являются не чем-то само собой разумеющимся, а представляют собой периодически повторяющееся явление. В итоге, в феврале 1869 года Менделеев сформулировал первый периодический закон, а уже в марте его доклад «Соотношение свойств с атомным весом элементов» был представлен на рассмотрение Русского химического общества историком химии Н. А. Меншуткиным. Затем в том же году публикация Менделеева была напечатана в журнале «Zeitschrift fur Chemie» в Германии, а в 1871 году новую обширную публикацию учёного, посвящённую его открытию, опубликовал другой немецкий журнал «Annalen der Chemie».

Создание периодической таблицы

Основная идея к 1869 году уже была сформирована Менделеевым, причём за довольно короткое время, но оформить её в какую-либо упорядоченную систему, наглядно отображающую, что к чему, он долго не мог. В одном из разговоров со своим соратником А. А. Иностранцевым он даже сказал, что в голове у него уже всё сложилось, но вот привести всё к таблице он не может. После этого, согласно данным биографов Менделеева, он приступил к кропотливой работе над своей таблицей, которая продолжалась трое суток без перерывов на сон. Перебирались всевозможные способы организации элементов в таблицу, а работа была осложнена ещё и тем, что в тот период наука знала ещё не обо всех химических элементах. Но, несмотря на это, таблица всё же была создана, а элементы систематизированы.

Легенда о сне Менделеева

Многие слышали историю, что Д. И. Менделееву его таблица приснилась. Эта версия активно распространялась вышеупомянутым соратником Менделеева А. А. Иностранцевым в качестве забавной истории, которой он развлекал своих студентов. Он говорил, что Дмитрий Иванович лёг спать и во сне отчётливо увидел свою таблицу, в которой все химические элементы были расставлены в нужном порядке. После этого студенты даже шутили, что таким же способом была открыта 40° водка. Но реальные предпосылки для истории со сном всё же были: как уже упоминалось, Менделеев работал над таблицей без сна и отдыха, и Иностранцев однажды застал его уставшим и вымотанным. Днём Менделеев решил немного передохнуть, а некоторое время спустя, резко проснулся, сразу же взял листок бумаги и изобразил на нём уже готовую таблицу. Но сам учёный опровергал всю эту историю со сном, говоря: «Я над ней, может быть, двадцать лет думал, а вы думаете: сидел и вдруг… готово». Так что легенда о сне может быть и очень привлекательна, но создание таблицы стало возможным только благодаря упорному труду.

Дальнейшая работа

В период с 1869 по 1871 годы Менделеев развивал идеи периодичности, к которым склонялось научное сообщество. И одним из важных этапов данного процесса стало понимание того, что любой элемент в системе должно располагать, исходя из совокупности его свойств в сравнении со свойствами остальных элементов. Основываясь на этом, а также опираясь на результаты исследований в изменении стеклообразующих оксидов, химику удалось внести поправки в значения атомных масс некоторых элементов, среди которых были уран, индий, бериллий и другие.

Пустые клетки, остававшиеся в таблице, Менделеев, конечно же, хотел скорее заполнить, и в 1870 году предсказал, что в скором времени будут открыты неизвестные науке химические элементы, атомные массы и свойства которых он сумел вычислить. Первыми из них стали галлий (открыт в 1875 году), скандий (открыт в 1879 году) и германий (открыт в 1885 году). Затем прогнозы продолжили реализовываться, и были открыты ещё восемь новых элементов, среди которых: полоний (1898 год), рений (1925 год), технеций (1937 год), франций (1939 год) и астат (1942-1943 годы). Кстати, в 1900 году Д. И. Менделеев и шотландский химик Уильям Рамзай пришли к мнению, что в таблицу должны быть включены и элементы нулевой группы – до 1962 года они назывались инертными, а после – благородными газами.

Организация периодической системы

Химические элементы в таблице Д. И. Менделеева расположены по рядам, в соответствии с возрастанием их массы, а длина рядов подобрана так, чтобы находящиеся в них элементы имели схожие свойства. Например, благородные газы, такие как радон, ксенон, криптон, аргон, неон и гелий с трудом вступают в реакции с другими элементами, а также имеют низкую химическую активность, из-за чего расположены в крайнем правом столбце. А элементы левого столбца (калий, натрий, литий и т.д.) отлично реагируют с прочими элементами, а сами реакции носят взрывной характер. Говоря проще, внутри каждого столбца элементы имеют подобные свойства, варьирующиеся при переходе от одного столбца к другому. Все элементы, вплоть до №92 встречаются в природе, а с №93 начинаются искусственные элементы, которые могут быть созданы лишь в лабораторных условиях.

В своём первоначальном варианте периодическая система понималась только как отражение существующего в природе порядка, и никаких объяснений, почему всё должно обстоять именно так, не было. И лишь когда появилась квантовая механика, истинный смысл порядка элементов в таблице стал понятен.

Уроки творческого процесса

Говоря о том, какие уроки творческого процесса можно извлечь из всей истории создания периодической таблицы Д. И. Менделеева, можно привести в пример идеи английского исследователя в области творческого мышления Грэма Уоллеса и французского учёного Анри Пуанкаре. Приведём их вкратце.

Согласно исследованиям Пуанкаре (1908 год) и Грэма Уоллеса (1926 год), существует четыре основных стадии творческого мышления:

• Подготовка – этап формулирования основной задачи и первые попытки её решения;
• Инкубация – этап, во время которого происходит временное отвлечение от процесса, но работа над поиском решения задачи ведётся на подсознательном уровне;
• Озарение – этап, на котором находится интуитивное решение. Причём, найтись это решение может в абсолютно не имеющей к задаче ситуации;
• Проверка – этап испытаний и реализации решения, на котором происходит проверка этого решения и его возможное дальнейшее развитие.

Как мы видим, в процессе создания своей таблицы Менделеев интуитивно следовал именно этим четырём этапам. Насколько это эффективно, можно судить по результатам, т.е. по тому, что таблица была создана. А учитывая, что её создание стало огромным шагом вперёд не только для химической науки, но и для всего человечества, приведённые выше четыре этапа могут быть применимы как к реализации небольших проектов, так и к осуществлению глобальных замыслов. Главное помнить, что ни одно открытие, ни одно решение задачи не могут быть найдены сами по себе, как бы ни хотели мы увидеть их во сне и сколько бы ни спали. Чтобы что-то получилось, не важно, создание это таблицы химических элементов или разработка нового маркетинг-плана, нужно обладать определёнными знаниями и навыками, а также умело использовать свои потенциал и упорно работать.

Мы желаем вам успехов в ваших начинаниях и успешной реализации задуманного!

Графическим изображением Периодического закона является Периодическая система (таблица). Горизонтальные ряды системы называют периодами, а вертикальные столбцы – группами.

Всего в системе (таблице) 7 периодов, причем номер периода равен числу электронных слоев в атоме элемента, номеру внешнего (валентного) энергетического уровня, значению главного квантового числа для высшего энергетического уровня. Каждый период (кроме первого) начинается s-элементом — активным щелочным металлом и заканчивается инертным газом, перед которым стоит p-элемент — активный неметалл (галоген). Если продвигаться по периоду слева направо, то с ростом заряда ядер атомов химических элементов малых периодов будет возрастать число электронов на внешнем энергетическом уровне, вследствие чего свойства элементов изменяются – от типично металлических (т.к. в начале периода стоит активный щелочной металл), через амфотерные (элемент проявляет свойства и металлов и неметаллов) до неметаллических (активный неметалл – галоген в конце периода), т.е. металлические свойства постепенно ослабевают и усиливаются неметаллические.

В больших периодах с ростом заряда ядер заполнение электронов происходит сложнее, что объясняет более сложное изменение свойств элементов по сравнению с элементами малых периодов. Так, в четных рядах больших периодов с ростом заряда ядра число электронов на внешнем энергетическом уровне остается постоянным и равным 2 или 1. Поэтому, пока идет заполнение электронами следующего за внешним (второго снаружи) уровня, свойства элементов в четных рядах изменяются медленно. При переходе к нечетным рядам, с ростом величины заряда ядра увеличивается число электронов на внешнем энергетическом уровне (от 1 до 8), свойства элементов изменяются также, как в малых периодах.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Вертикальные столбцы в Периодической системе – группы элементов со сходным электронным строением и являющимися химическими аналогами. Группы обозначают римскими цифрами от I до VIII. Выделяют главные (А) и побочные (B) подгруппы, первые из которых содержат s- и p-элементы, вторые – d – элементы.

Номер А подгруппы показывает число электронов на внешнем энергетическом уровне (число валентных электронов). Для элементов В-подгрупп нет прямой связи между номером группы и числом электронов на внешнем энергетическом уровне. В А-подгруппах металлические свойства элементов усиливаются, а неметаллические – уменьшаются с возрастанием заряда ядра атома элемента.

Между положением элементов в Периодической системе и строением их атомов существует взаимосвязь:

— атомы всех элементов одного периода имеют равное число энергетических уровней, частично или полностью заполненных электронами;

— атомы всех элементов А подгрупп имею равное число электронов на внешнем энергетическом уровне.

План характеристики химического элемента на основании его положения в Периодической системе

Обычно характеристику химического элемента на основании его положения в Периодической системе дают по следующему плану:

— указывают символ химического элемента, а также его название;

— указывают порядковый номер, номер периода и группы (тип подгруппы), в которых находится элемент;

— указывают заряд ядра, массовое число, число электронов, протонов и нейтронов в атоме;

— записывают электронную конфигурацию и указывают валентные электроны;

— зарисовывают электронно-графические формулы для валентных электронов в основном и возбужденном (если оно возможно) состояниях;

— указывают семейство элемента, а также его тип (металл или неметалл);

— сравнивают свойства простого вещества со свойствами простых веществ, образованных соседними по подгруппе элементами;

— сравнивают свойств простого вещества со свойствами простых веществ, образованных соседними по периоду элементами;

— указывают формулы высших оксидов и гидроксидов с кратким описанием их свойств;

— указывают значения минимальной и максимальной степеней окисления химического элемента.

Характеристика химического элемента на примере магния (Mg)

Рассмотрим характеристику химического элемента на примере магния (Mg) согласно плану, описанному выше:

1. Mg – магний.

2. Порядковый номер – 12. Элемент находится в 3 периоде, в II группе, А (главной) подгруппе.

3. Z=12 (заряд ядра), M=24 (массовое число), e=12 (число электронов), p=12 (число протонов), n=24-12=12 (число нейтронов).

4. 12 Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 – электронная конфигурация, валентные электроны 3s 2 .

5. Основное состояние

Возбужденное состояние

6. s-элемент, металл.

7. Высший оксид – MgO — проявляет основные свойства:

MgO + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2 O

MgO + N 2 O 5 = Mg(NO 3) 2

В качестве гидроксида магнию соответствует основание Mg(OH) 2 , которое проявляет все типичные свойства оснований:

Mg(OH) 2 + H 2 SO 4 = MgSO 4 + 2H 2 O

8. Степень окисления «+2».

9. Металлические свойства у магния выражены сильнее, чем у бериллия, но слабее, чем у кальция.

10. Металлические свойства у магния выражены слабее, чем у натрия, но сильнее, чем у алюминия (соседние элементы 3-го периода).

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

ПРИМЕР 2