WWW.INFO.Z-PDF.RU
БИБЛИОТЕКА  БЕСПЛАТНЫХ  МАТЕРИАЛОВ - Интернет документы
 

«Академическая гимназия Конкурс ученических рефератов «Кругозор» Реферат на тему: История открытия Периодического закона Д.И. Менделеева Автор: Бабич Даниэль, ученица 9-б класса Академической ...»

Министерство образования и науки РФ

ГОУ ВО «Тверской государственный университет»

Академическая гимназия

Конкурс ученических рефератов «Кругозор»

Реферат на тему:

История открытия Периодического закона Д.И. Менделеева

Автор:

Бабич Даниэль,

ученица 9-б класса Академической гимназии

Тверского государственного университета

Научный руководитель:

преподаватель химии,

к.х.н., доцент

Баранова Надежда Владимировна

ТВЕРЬ 2016

СОДЕРЖАНИЕ

ВВЕДЕНИЕ

1. История открытия Периодического закона

1.1. Триады И.В.Дёберейнера и первые системы элементов

1.2. Спираль де Шанкуртуа1.3. Октавы Ньюлендса1.4. Таблицы Одлинга и Мейера

1.5. Открытие Периодического закона

1.6. Развитие Периодического закона в XX веке

2. Периодические свойства химических элементов

2.1. Проявления периодического закона в отношении энергии ионизации.

2.2. Проявления периодического закона в отношении энергии сродства к электрону.

2.3. Проявления периодического закона в отношении электроотрицательности.

2.4. Проявления периодического закона в отношении атомных и ионных радиусов.

2.5. Проявления периодического закона в отношении энергии атомизации.

2.6. Проявления периодического закона в отношении степени окисления.

2.7. Проявления периодического закона в отношении окислительного потенциала.

3. Внутренняя и вторичная периодичность

3.1. s- и р-элементы

3.2. d-элементы

4. Структура Периодической системы.

5. Периодический закон - основа химической систематики.

6. Математическое выражение Периодического закона.

ЗАКЛЮЧЕНИЕ

«Будут появляться и умирать новые теории, блестящие обобщения. Новые представления будут сменять наши уже устаревшие понятия об атоме и электроне. Величайшие открытия и эксперименты будут сводить на нет прошлое и открывать на сегодня невероятные по новизне и широте горизонты - всё это будет приходить и уходить, но Периодический закон Менделеева будет всегда жить и руководить исканиями».

А.Е. Ферсман.

Рис. 1. Д.И. Менделеев

Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева – основа современной химии. Да и остальные открытия ученого по сей день не потеряли своего значения.

Дмитрий Иванович Менделеев – один из самых выдающихся ученых. Его исследования, открытия, изыскания оказали огромное влияние на развитие многих наук (химии, в частности) и образования. Д.И. Менделеев обладал всеми качествами талантливого ученого: даром научного предвидения, научной интуицией, умением обобщать, анализировать, делать верные выводы, постоянным стремлением к познанию неведомого. И что самое главное: ученый не считал науку обособленной. Д.И. Менделеев полагал, что научные открытия, в первую очередь, должны иметь практическое значение.

Именем ученого названы города, заводы, учебные заведения, научно-исследовательские институты. В честь Д.И. Менделеева в России утверждена золотая медаль – она присуждается за выдающиеся работы по химии. Имя ученого присвоено Российскому химическому обществу. Даже элементу с порядковым номером 101 было дано название менделевий, в честь Дмитрия Ивановича.

Научное и педагогическое наследие Д.И. Менделеева огромно – полное собрание сочинений составляет 25 томов! Круг интересов ученого был весьма разнообразен, его интересовали порой совершенно противоположные отрасли знания. Из 431 опубликованной работы, исключая статьи и заметки в периодической прессе, 40 посвящено химии, 106 физикохимии, 99 физике, 22 географии, 99 технике и промышленности, 36 экономическим и общественным вопросам и 29 другим темам. Приблизительно две трети трудов и статей Д.И. Менделеева посвящены научным и техническим вопросам и одна треть учебным пособиям, литературным и обзорным работам. Главнейшей заслугой Д.И. Менделеева было открытие периодического закона и создание периодической системы химических элементов, которые обессмертили его имя в мировой науке. Этот закон и периодическая система – основа всего дальнейшего развития учения об атомах и элементах, они являются фундаментом химии и физики наших дней.

«Д.И. Менделеев был великий, гениальный человек и, как большинство великих людей, великий труженик. А трудился он, действительно, не жалея себя».

В. И. Тищенко. Воспоминания о Д.И. Менделееве. «Природа», № 3, 127–136 (1937).

Периодический закон Д.И. Менделеева — фундаментальный закон, устанавливающий периодическое изменение свойств химических элементов в зависимости от увеличения зарядов ядер их атомов. Открыт Д. И. Менделеевым в марте 1869 года при сопоставлении свойств всех известных в то время элементов и величин их атомных масс. Термин «периодический закон» Менделеев впервые употребил в ноябре 1870, а в октябре 1871 дал окончательную формулировку Периодического закона: «свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса». Графическим (табличным) выражением периодического закона является разработанная Менделеевым периодическая система элементов.

История открытия Периодического закона

Поиски основы естественной классификации химических элементов и их систематизации начались задолго до открытия Периодического закона. Трудности, с которыми сталкивались естествоиспытатели, которые первыми работали в этой области, были вызваны недостаточностью экспериментальных данных: в начале XIX века число известных химических элементов было ещё слишком мало, а принятые значения атомных масс многих элементов неточны.

Триады Дёберейнера и первые системы элементов

В 1829 году немецкий химик Иоганн Вольфганг Дёберейнер предпринял первую значимую попытку систематизации элементов. Он заметил, что некоторые сходные по своим свойствам элементы можно объединить по три в группы, которые он назвал триадами:

Рис. 2. Триады ДёберейнераСущность предложенного закона триад Дёберейнера состояла в том, что атомная масса среднего элемента триады была близка к полусумме (среднему арифметическому) атомных масс двух крайних элементов триады.

Несмотря на то, что триады Деберейнера в какой-то мере являются прообразами менделеевских групп, эти представления в целом ещё слишком несовершенны. Отсутствие магния в едином семействе кальция, стронция и бария или кислорода в семействе серы, селена и теллура является результатом искусственного ограничения совокупностей сходных элементов лишь тройственными союзами. Очень показательна в этом смысле неудача Деберейнера выделить триаду из четырех близких по своим свойствам элементов: P, As, Sb, Bi. Дёберейнер отчётливо видел глубокие аналогии в химических свойствах фосфора и мышьяка, сурьмы и висмута, но, заранее ограничив себя поисками триад, он не смог найти верного решения. Спустя полвека Лотар Майер скажет, что если бы Дёберейнер хоть ненадолго отвлекся от своих триад, то он сразу же увидел бы сходство всех этих четырех элементов одновременно.

Хотя разбить все известные элементы на триады Дёберейнеру, естественно, не удалось, закон триад явно указывал на наличие взаимосвязи между атомной массой и свойствами элементов и их соединений. Все дальнейшие попытки систематизации основывались на размещении элементов в соответствии с их атомными массами.

Идеи Дёберейнера были развиты другим немецким химиком Леопольдом Гмелиным, который показал, что взаимосвязь между свойствами элементов и их атомными массами значительно сложнее, нежели триады. В 1843 году Гмелин опубликовал таблицу, в которой химически сходные элементы были расставлены по группам в порядке возрастания соединительных (эквивалентных) весов. Элементы составляли триады, а также тетрады и пентады (группы из четырёх и пяти элементов), причём электроотрицательность элементов в таблице плавно изменялась сверху вниз.

В 1850-х годах Макс фон Петтенкофер и Жан Дюма предложили «дифференциальные системы», направленные на выявление общих закономерностей в изменении атомного веса элементов, которые детально разработали немецкие химики Адольф Штреккер и Густав Чермак.

В начале 60-х годов XIX века появилось сразу несколько работ, которые непосредственно предшествовали Периодическому закону.

Спираль де ШанкуртуаАлександр де Шанкуртуа располагал все известные в то время химические элементы в единой последовательности возрастания их атомных масс и полученный ряд наносил на поверхность цилиндра по линии, исходящей из его основания под углом 45° к плоскости основания (т. н. земная спираль). При развертывании поверхности цилиндра оказывалось, что на вертикальных линиях, параллельных оси цилиндра, находились химические элементы со сходными свойствами. Так, на одну вертикаль попадали литий, натрий, калий; бериллий, магний, кальций; кислород, сера, селен, теллур и т. д. Недостатком спирали де Шанкуртуа было то обстоятельство, что на одной линии с близкими по своей химической природе элементами оказывались при этом и элементы совсем иного химического поведения. В группу щелочных металлов попадал марганец, в группу кислорода и серы — ничего общего с ними не имеющий титан.

Рис. 3. Спираль де ШанкуртуаОктавы НьюлендсаВскоре после спирали де Шанкуртуа английский учёный Джон Ньюлендс сделал попытку сопоставить химические свойства элементов с их атомными массами. Расположив элементы в порядке возрастания их атомных масс, Ньюлендс заметил, что сходство в свойствах проявляется между каждым восьмым элементом. Найденную закономерность Ньюлендс назвал законом октав по аналогии с семью интервалами музыкальной гаммы. В своей таблице он располагал химические элементы в вертикальные группы по семь элементов в каждой и при этом обнаружил, что (при небольшом изменении порядка некоторых элементов) сходные по химическим свойствам элементы оказываются на одной горизонтальной линии.

Рис. 4. Октавы НьюлендсаДжон Ньюлендс, безусловно, первым дал ряд элементов, расположенных в порядке возрастания атомных масс, присвоил химическим элементам соответствующий порядковый номер и заметил систематическое соотношение между этим порядком и физико-химическими свойствами элементов. Он писал, что в такой последовательности повторяются свойства элементов, эквивалентные веса (массы) которых отличаются на 7 единиц, или на значение, кратное 7, т. е. как будто бы восьмой по порядку элемент повторяет свойства первого, как в музыке восьмая нота повторяет первую. Ньюлендс пытался придать этой зависимости, действительно имеющей место для лёгких элементов, всеобщий характер. В его таблице в горизонтальных рядах располагались сходные элементы, однако в том же ряду часто оказывались и элементы совершенно отличные по свойствам. Кроме того, в некоторых ячейках Ньюлендс вынужден был разместить по два элемента; наконец, таблица не содержала свободных мест; в итоге закон октав был принят чрезвычайно скептически.

Таблицы Одлинга и Мейера

В 1864 году Уильям Одлинг опубликовал таблицу, в которой элементы были размещены согласно их атомным весам и сходству химических свойств, не сопроводив её, однако, какими-либо комментариями.

В том же 1864 году появилась первая таблица немецкого химика Лотара Мейера; в неё были включены 28 элементов, размещённые в шесть столбцов согласно их валентностям. Мейер намеренно ограничил число элементов в таблице, чтобы подчеркнуть закономерное (аналогичное триадам Дёберейнера) изменение атомной массы в рядах сходных элементов.

Рис. 5. Таблица Мейера

В 1870 году вышла работа Мейера, содержащая новую таблицу под названием «Природа элементов как функция их атомного веса», состоявшая из девяти вертикальных столбцов. Сходные элементы располагались в горизонтальных рядах таблицы; некоторые ячейки Мейер оставил незаполненными. Таблица сопровождалась графиком зависимости атомного объёма элемента от атомного веса, имеющий характерный пилообразный вид, прекрасно иллюстрирующий термин «периодичность», уже предложенный к тому времени Менделеевым.

Открытие Периодического зако234953175на

В марте 1869 года русский химик Дмитрий Иванович Менделеев представил Русскому химическому обществу сообщение об открытии им Периодического закона химических элементов. В том же году вышло первое издание менделеевского учебника «Основы химии», в котором была приведена его периодическая таблица. В конце 1870 года он доложил РХО статью «Естественная система элементов и применение её к указанию свойств неоткрытых элементов», в которой предсказал свойства нескольких не открытых ещё элементов. Для предсказания свойств простых веществ и соединений Менделеев исходил из того, что свойства каждого элемента являются промежуточными между соответствующими свойствами двух соседних элементов в группе периодической таблицы (то есть сверху и снизу) и одновременно двух соседних элементов в периоде (слева и справа).

В 1871 года в итоговой статье «Периодическая законность химических элементов» Менделеев дал следующую формулировку Периодического закона: «Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел стоят в периодической зависимости от атомного веса». Тогда же Менделеев придал своей периодической таблице вид, ставший классическим (т. н. короткий вариант).

В отличие от своих предшественников, Менделеев не только составил таблицу и указал на наличие несомненных закономерностей в численных величинах атомных весов, но и решился назвать эти закономерности общим законом природы. На основании предположения, что атомная масса предопределяет свойства элемента, он взял на себя смелость изменить принятые атомные веса некоторых элементов и подробно описать свойства неоткрытых ещё элементов.

Д. И. Менделеев на протяжении многих лет боролся за признание Периодического закона; его идеи получили признание только после того, как были открыты предсказанные Менделеевым элементы: галлий (Поль Лекок де Буабодран, 1875), скандий (Ларс Нильсон, 1879) и германий (Клеменс Винклер, 1886) — соответственно экаалюминий, экабор и экасилиций. С середины 1880-х годов Периодический закон был окончательно признан в качестве одной из теоретических основ химии.

Развитие Периодического закона в XX веке

В начале XX века Периодическая система элементов неоднократно видоизменялась для приведения в соответствие с новейшими научными данными. Д. И. Менделеев и У. Рамзай пришли к выводу о необходимости образования в таблице нулевой группы элементов, в которую вошли инертные газы. Инертные газы явились, таким образом, элементами, переходными между галогенами и щелочными металлами. Б. Браунер нашёл решение проблемы размещения в таблице редкоземельных элементов, предложив в 1902 г. помещать все РЗЭ в одну ячейку; в предложенном им длинном варианте таблицы шестой период таблицы был длиннее, чем четвёртый и пятый, которые, в свою очередь, длиннее, чем второй и третий периоды.

Дальнейшее развитие Периодического закона было связано с успехами физики: установление делимости атома на основании открытия электрона и радиоактивности в конце концов позволило понять причины периодичности свойств химических элементов и создать теорию Периодической системы.

Для химии серьёзную проблему составляла необходимость размещения в Периодической таблице многочисленных продуктов радиоактивного распада, имеющих близкие атомные массы, но значительно отличающихся периодами полураспада. Т. Сведберг в 1909 г. доказал, что свинец и неон, полученные в результате радиоактивного распада и отличающиеся по величине атомных масс от «обычных» элементов, химически им полностью тождественны. В 1911 г. Ф. Содди предложил размещать химически неразличимые элементы, имеющие различные атомные массы (изотопы) в одной ячейке таблицы.

В 1913 г. английский физик Г. Мозли установил, что корень из характеристической частоты рентгеновского излучения элемента () линейно зависит от целочисленной величины — атомного номера (Z), который совпадает с номером элемента в Периодической таблице:

=R(Z-)(1/m-1/n)

где R — постоянная Ридберга

 — постоянная экранирования.

Закон Мозли дал возможность экспериментально определить положение элементов в Периодической таблице. Атомный номер, совпадающий, как предположил в 1911 г. голландский физик А. Ван ден Брук, с величиной положительного заряда ядра атома, стал основой классификации химических элементов. В 1920 г. английский физик Дж. Чедвик экспериментально подтвердил гипотезу Ван ден Брука; тем самым был раскрыт физический смысл порядкового номера элемента в Периодической системе. Периодический закон получил современную формулировку: «Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от зарядов ядер атомов элементов».

В 1921-1923 гг., основываясь на модели атома Бора-Зоммерфельда, представляющей собой компромисс между классическими и квантовыми представлениями, Н. Бор заложил основы формальной теории Периодической системы. Причина периодичности свойств элементов, как показал Бор, заключалась в периодическом повторении строения внешнего электронного уровня атома.

Были разработаны полудлинный и длинный варианты Периодической таблицы, состоящие из блоков, в которых внешние электронные орбитали атомов одинаковы по орбитальному квантовому числу (в упрощённом представлении — по форме). В химии орбитальные квантовые числа обозначаются буквами s, p, d и f. В s- блок входят щелочные и щёлочноземельные металлы, в d — переходные металлы, в f — лантаноиды и актиноиды, в p — остальные элементы. Термины лантаноиды и актиноиды были предложены профессором ЛГУ С. А. Щукаревым в 1948 году.

В середине XX века В. М. Клечковский эмпирически установил и теоретически обосновал правило, описывающее последовательность заполнения электронных орбиталей атомов по мере роста заряда ядра. В отличие от предыдущих подходов, это правило учитывает взаимодействие между электронами в атоме.

Периодические свойства химических элементов

В принципе, свойства химического элемента объединяют все без исключения его характеристики в состоянии свободных атомов или ионов, гидратированных или сольватированных, в состоянии простого вещества, а также формы и свойства образуемых им многочисленных соединений.

Но обычно под свойствами химического элемента подразумевают, во-первых, свойства его свободных атомов и, во-вторых, свойства простого вещества. Большинство этих свойств проявляет явную периодическую зависимость от атомных номеров химических элементов. Среди этих свойств наиболее важными, имеющими особое значение при объяснении или предсказании химического поведения элементов и образуемых ими соединений являются:

энергия ионизации атомов;

энергия сродства атомов к электрону;

электроотрицательность;

атомные (и ионные) радиусы;

энергия атомизации простых веществ;

степени окисления;

окислительные потенциалы простых веществ.

Проявления периодического закона в отношении энергии ионизации

Зависимость энергии ионизации атома от порядкового номера элемента носит отчетливо периодический характер (рис.1). Легче всего удалить электрон из атомов щелочных металлов, включающих по одному валентному электрону, труднее всего — из атомов благородных газов, обладающих замкнутой электронной оболочкой. Поэтому периодичность изменения энергии ионизации атомов характеризуется минимумами, отвечающими щелочным металлам, и максимумами, приходящимися на благородные газы. Наряду с этими резко выраженными минимумами и максимумами на кривой энергии ионизации атомов наблюдаются слабо выраженные минимумы и максимумы, которые по-прежнему нетрудно объяснить с учетом упомянутых эффектов экранирования и проникновения, эффектов межэлектронных взаимодействий и т. д.

Рис. 6. Зависимость энергии ионизации атомов от порядкового номера элемента.

Энергия ионизации — разновидность энергии связи или, как её иногда называют, первый ионизационный потенциал (I1), представляет собой наименьшую энергию, необходимую для удаления электрона от свободного атома в его низшем энергетическом (основном) состоянии на бесконечность.

Энергия ионизации является одной из главных характеристик атома, от которой в значительной степени зависят природа и прочность образуемых атомом химических связей. От энергии ионизации атома существенно зависят также восстановительные свойства соответствующего простого вещества.

Для многоэлектронного атома существуют также понятия второго, третьего и т. д. ионизационных потенциалов, представляющих собой энергию удаления электрона от его свободных невозбуждённых катионов с зарядами +1, +2 и т. д. Эти ионизационные потенциалы, как правило, менее важны для характеристики химического элемента.

На энергию ионизации атома наиболее существенное влияние оказывают следующие факторы:

эффективный заряд ядра, являющийся функцией числа электронов в атоме, экранирующих ядро и расположенных на более глубоко лежащих внутренних орбиталях;

радиальное расстояние от ядра до максимума зарядовой плотности наружного, наиболее слабо связанного с атомом и покидающего его при ионизации, электрона;

мера проникающей способности этого электрона;

межэлектронное отталкивание среди наружных (валентных) электронов.

На энергию ионизации оказывают влияние также и менее значительные факторы, такие, как квантовомеханическое обменное взаимодействие, спиновая и зарядовая корреляция и др.

Энергии ионизации элементов измеряется в электрон-вольт на 1 атом или в Джоуль на моль.

Проявления периодического закона в отношении энергии сродства к электрону

Энергией сродства атома к электрону, или просто его сродством к электрону (), называют энергию, выделяющуюся в процессе присоединения электрона к свободному атому Э в его основном состоянии с превращением его в отрицательный ион Э (сродство атома к электрону численно равно, но противоположно по знаку энергии ионизации соответствующего изолированного однозарядного аниона). Э + e = Э +

Сродство к электрону выражают в килоджоулях на моль (кДж/моль) или в электрон-вольтах на атом (эВ/атом).

Периодичность значений энергий сродства атомов к электрону объясняется, естественно, теми же самыми факторами, которые уже были отмечены при обсуждении ионизационных потенциалов.

В отличие от ионизационного потенциала атома, имеющего всегда эндоэнергетическое значение, сродство атома к электрону описывается как экзоэнергетическими, так и эндоэнергетическими значениями (см. табл. 1).

1396365465201000

Рис. 7. Зависимость сродства к электрону атома от атомного номера элемента (экзоэффект указан со знаком минус, эндоэффект со знаком плюс)

Наибольшим сродством к электрону обладают p-элементы VII группы. Наименьшее сродство к электрону у атомов с конфигурацией s (Be, Mg, Zn) и sp6 (Ne, Ar) или с наполовину заполненными p-орбиталями (N, P, As).

Таблица 1

Энергия сродства некоторых атомов к электрону (эВ)

Элемент Элемент Элемент

H -0,75 Na-0,78 K -0,92

He0,30 Mg0,32 Ca0,40

Li-0,58 Al-0,52 Sc0,14

Be0,19 Si-1,39 Ti-0,40

B -0,33 P -0,78 V -0,94

C -1,12 S -2,07 Cr-0,98

N 0,27 Cl-3,61 Mn1,07

О -1,47 Br-3,36 Fe-0,58

F -3,45 I -3,06 Co-0,94

Ne0,55 Ni-1,28

Cu-1,80

Данная версия страницы не проверялась участниками с соответствующими правами. Вы можете прочитать последнюю стабильную версию, проверенную 26 августа 2010, однако она может значительно отличаться от текущей версии. Проверки требуют 5 правок.

Проявления периодического закона в отношении электроотрицательностиСтрого говоря, элементу нельзя приписать постоянную электроотрицательность. Электроотрицательность атома зависит от многих факторов, в частности от валентного состояния атома, формальной степени окисления, координационного числа, природы лигандов, составляющих окружение атома в молекулярной системе, и от некоторых других.

В последнее время все чаще для характеристики электроотрицательности используют так называемую орбитальную электроотрицательность, зависящую от типа атомной орбитали, участвующей в образовании связи, и от её электронной заселенности, т. е. от того, занята атомная орбиталь не поделённой электронной парой, однократно заселена не спаренным электроном или является вакантной. Но, несмотря на известные трудности в интерпретации и определении электроотрицательности, она всегда остается необходимой для качественного описания и предсказания природы связей в молекулярной системе, включая энергию связи, распределение электронного заряда и степень ионности, силовую постоянную и т. д.

Рис. 8. Шкала электроотрицательности по ПолингуПериодичность атомной электроотрицательности является важной составной частью периодического закона и легко может быть объяснена, исходя из непреложной, хотя и не совсем однозначной, зависимости значений электроотрицательности от соответствующих значений энергий ионизации и сродства к электрону.

Первая и широко известная шкала относительных атомных электроотрицательностей Полинга охватывает значения от 0,7 для атомов цезия до 4,0 для атомов фтора. Фтор — наиболее электроотрицательный элемент, за ним следует кислород (3,5) и далее азот и хлор (3,0). Активные щелочные и щёлочноземельные металлы имеют наименьшие значения электроотрицательности, лежащие в интервале 0,7-1,2, а галогены — наибольшие значения, находящиеся в интервале 4,0-2,5. Электроотрицательность типичных неметаллов находится в середине общего интервала значений и, как правило, близка к 2 или немного больше 2. Электроотрицательность водорода принята равной 2,1. Для большинства переходных металлов значения электроотрицательности лежат в интервале 1,5-2,0. Близки к 2,0 значения электроотрицательностей тяжёлых элементов главных подгрупп. Таким образом, в периодах наблюдается общая тенденция роста электроотрицательности, а в подгруппах — её падение. Наименьшая электроотрицательность у s-элементов I группы, наибольшая — у p-элементов VII группы.

Проявления периодического закона в отношении атомных и ионных радиусов

Рис. 9. Зависимость орбитальных радиусов атомов от порядкового номера элемента

Периодический характер изменения размеров атомов и ионов известен давно. Сложность здесь состоит в том, что из-за волновой природы электронного движения атомы не имеют строго определенных размеров. Так как непосредственное определение абсолютных размеров (радиусов) изолированных атомов невозможно, в данном случае часто используют их эмпирические значения. Их получают из измеренных межъядерных расстояний в кристаллах и свободных молекулах, разбивая каждое межъядерное расстояние на две части и приравнивая одну из них к радиусу первого (из двух связанных соответствующей химической связью) атома, а другую — к радиусу второго атома. При таком разделении учитывают различные факторы, включая природу химической связи, степени окисления двух связанных атомов, характер координации каждого из них и т. д. Таким способом получают так называемые металлические, ковалентные, ионные и ван-дер-ваальсовы радиусы. Ван-дер-ваальсовы радиусы следует рассматривать как радиусы несвязанных атомов; их находят по межъядерным расстояниям в твердых или жидких веществах, где атомы находятся в непосредственной близости друг от друга (например, атомы Ar в твердом аргоне или атомы N из двух соседних молекул N2 в твердом азоте), но не связаны между собой какой-либо химической связью.

Но, очевидно, лучшим описанием эффективных размеров изолированного атома является теоретически рассчитанное положение (расстояние от ядра) главного максимума зарядовой плотности его наружных электронов. Это так называемый орбитальный радиус атома. Периодичность в изменении значений орбитальных атомных радиусов в зависимости от порядкового номера элемента проявляется довольно отчетливо (см. рис. 4), и основные моменты здесь состоят в наличии очень ярко выраженных максимумов, приходящихся на атомы щелочных металлов, и таких же минимумов, отвечающих благородным газам. Уменьшение значений орбитальных атомных радиусов при переходе от щелочного металла к соответствующему (ближайшему) благородному газу носит, за исключением ряда Li—Ne, немонотонный характер, особенно при появлении между щелочным металлом и благородным газом семейств переходных элементов (металлов) и лантаноидов или актиноидов. В больших периодах в семействах d- и f-элементов наблюдается менее резкое уменьшение радиусов, так как заполнение орбиталей электронами происходит в пред внешнем слое. В подгруппах элементов радиусы атомов и однотипных ионов в общем увеличиваются.

Проявления периодического закона в отношении энергии атомизацииЭнергия атомизации — это эндоэнергетический эффект превращения одного моля простого вещества в состояние свободных, не взаимодействующих друг с другом атомов (обычно этот эндоэффект определяют для стандартных условий). Она отражает прочность связей между атомами в простом веществе и, в некоторых случаях, прямо сопоставима с энергией этих связей.

Энергия атомизации простых веществ является характеристикой, которая во многом определяет их реакционную способность. Зависимость энергии атомизации простых веществ от порядкового номера элемента имеет периодический характер. Основные моменты такой периодической зависимости состоят в следующем: энергия атомизации растет при переходе от щелочного металла (для них эти значения сравнительно невелики и близки 84 кДж/моль) к следующим за ним элементам, достигает максимума, затем убывает, становясь очень небольшой для галогена (63—126 кДж/моль) и, наконец, превращается в нуль в случае примыкающего к галогену благородного газа, который, как известно, при стандартных условиях существует в виде практически не взаимодействующих атомов. Положение максимума энергии атомизации в ряду элементов от щелочного металла до соответствующего (ближайшего) благородного газа зависит от многих факторов, выходящих за рамки настоящего изложения. Так, в ряду Li—Ne наибольшей энергией атомизации характеризуется углерод (718,2 кДж/моль), а в рядах K—Kr и Cs—Rn наибольшими энергиями атомизации обладают переходные металлы: ванадий (516,6 кДж/моль) и вольфрам (844,2 кДж/моль). Неравномерное изменение энергии атомизации в пределах одного ряда элементов от щелочного металла до благородного газа оказывается довольно сложным, особенно если этот ряд включает семейство переходных металлов.

Проявления периодического закона в отношении степени окисления

Одним из основных понятий в химии было и остается понятие степени окисления (степень окисления, состояние окисления, окислительное состояние). Несмотря на то что степень окисления представляется во многом формальной и более искусственной относительно других традиционных химических понятий, она до сих пор остается широко распространенной и сохраняет свою значимость для обобщения и более глубокого понимания основных принципов образования химических соединений.

Следует подчеркнуть, что степень окисления элемента, будучи формальной характеристикой, не дает представления ни об эффективных зарядах атомов этого элемента в соединении, ни о валентности атомов, хотя степень окисления часто называют формальной валентностью. Многие элементы способны проявлять не одну, а несколько различных степеней окисления. Например, для хлора известны все степени окисления от 1 до +7, хотя четные очень неустойчивы, а для марганца — от +2 до +7. Высшие значения степени окисления изменяются в зависимости от порядкового номера элемента периодически, но эта периодичность имеет сложный характер. В простейшем случае в ряду элементов от щелочного металла до благородного газа высшая степень окисления возрастает от +1 (RbF) до +8 (XeО4). В других случаях высшая степень окисления благородного газа оказывается меньше (Kr+4F4), чем для предшествующего галогена (Br+7О4). Поэтому на кривой периодической зависимости высшей, степени окисления от порядкового номера элемента максимумы приходятся или на благородный газ, или на предшествующий ему галоген (минимумы — всегда на щелочной металл). Исключение составляет ряд Li—Ne, в котором ни для галогена (F), ни для благородного газа (Ne) вообще неизвестны высокие степени окисления, а наибольшим значением высшей степени окисления обладает средний член ряда — азот; поэтому в ряду Li—Ne изменение высшей степени окисления оказывается проходящим через максимум. В общем случае возрастание высшей степени окисления в ряду элементов от щелочного металла до галогена или до благородного газа происходит отнюдь не монотонно, главным образом по причине проявления высоких степеней окисления переходными металлами. Например, возрастание высшей степени окисления в ряду Rb—Xe от +1 до +8 «осложняется» тем, что для молибдена, технеция и рутения известны такие высокие степени окисления, как +6 (MoО3), +7 (Tc2О7), +8 (RuO4).

Проявления периодического закона в отношении окислительного потенциала

Одной из очень важных характеристик простого вещества является его окислительный потенциал, отражающий принципиальную способность простого вещества к взаимодействию с водными растворами, а также проявляемые им окислительно-восстановительные свойства. Изменение окислительных потенциалов простых веществ в зависимости от порядкового номера элемента также носит периодический характер. Но при этом следует иметь в виду, что на окислительный потенциал простого вещества оказывают влияние различные факторы, которые иногда нужно рассматривать индивидуально. Поэтому периодичность в изменении окислительных потенциалов следует интерпретировать очень осторожно.

Na/Na+(aq) Mg/Mg2+(aq) Al/Al3+(aq)

2,71В 2,37В 1,66В

K/K+(aq) Ca/Ca2+(aq) Sc/Sc3+(aq)

2,93В 2,87В 2,08В

Можно обнаружить некоторые определенные последовательности в изменении окислительных потенциалов простых веществ. В частности, в ряду металлов при переходе от щелочного к следующим за ним элементам происходит уменьшение окислительных потенциалов ((Na+(aq)) и т. д. — гидратированный катион):

Это легко объясняется увеличением энергии ионизации атомов с увеличением числа удаляемых валентных электронов. Поэтому на кривой зависимости окислительных потенциалов простых веществ от порядкового номера элемента имеются максимумы, отвечающие щелочным металлам. Но это не единственная причина изменения окислительных потенциалов простых веществ.

Внутренняя и вторичная периодичность

s- и р-элементы:

Выше рассмотрены общие тенденции в характере изменения значений энергии ионизации атомов, энергии сродства атомов к электрону, электроотрицательности, атомных и ионных) радиусов, энергии атомизации простых веществ, степени окисления, окислительных потенциалов простых веществ от атомного номера элемента. При более глубоком изучении этих тенденций можно обнаружить, что закономерности в изменении свойств элементов в периодах и группах значительно сложнее. В характере изменения свойств элементов по периоду проявляется внутренняя периодичность, а по группе — вторичная периодичность (открыта Е. В. Бироном в 1915 году).

Так, при переходе от s-элемента I группы к р-элементу VIII группы на кривой энергии ионизации атомов и кривой изменения их радиусов имеются внутренние максимумы и минимумы.

Это свидетельствует о внутреннепериодическом характере изменения этих свойств по периоду. Объяснение отмеченных закономерностей можно дать с помощью представления об экранировании ядра.

Эффект экранирования ядра обусловлен электронами внутренних слоев, которые, заслоняя ядро, ослабляют притяжение к нему внешнего электрона. Так, при переходе от бериллия 4Be к бору 5B, несмотря на увеличение заряда ядра, энергия ионизации атомов уменьшается:

Рис. 10. Схема строения последних уровней бериллия, 9,32 эВ (слева) и бора, 8,29 эВ (справа)

Это объясняется тем, что притяжение к ядру 2р-электрона атома бора ослаблено за счет экранирующего действия 2s-электронов.

Понятно, что экранирование ядра возрастает с увеличением числа внутренних электронных слоев. Поэтому в подгруппах s- и р-элементов наблюдается тенденция к уменьшению энергии ионизации атомов (см. рис. 1).

Уменьшение энергии ионизации от азота 7N к кислороду 8О объясняется взаимным отталкиванием двух электронов одной и той же орбитали:

Рис. 11. Схема строения последних уровней азота, 14,53 эВ (слева) и кислорода, 13,62 эВ (справа)

Эффектом экранирования и взаимного отталкивания электронов одной орбитали объясняется также внутреннепериодический характер изменения по периоду атомных радиусов (см. рис. 11).

Рис. 12. Вторично периодическая зависимость радиусов атомов внешних p-орбиталей от атомного номера

В характере изменения свойств s- и р-элементов в подгруппах отчетливо наблюдается вторичная периодичность (рис. 12). Для её объяснения привлекается представление о проникновении электронов к ядру. Как показано на рисунке 9, электрон любой орбитали определенное время находится в области, близкой к ядру. Иными словами, внешние электроны проникают к ядру через слои внутренних электронов. Как видно из рисунка 9, внешний 3s-электрон атома натрия обладает весьма значительной вероятностью находиться вблизи ядра в области внутренних К- и L-электронных слоев.

234953810

Рис. 14. Радиальное распределение электронной плотности в атоме натрия

Рис. 13. Вторично периодическая зависимость первой энергии ионизации атомов от атомного номера

Концентрация электронной плотности (степень проникновения электронов) при одном и том же главном квантовом числе наибольшая для s-электрона, меньше — для р-электрона, ещё меньше — для d-электрона и т. д. Например, при n = 3 степень проникновения убывает в последовательности 3s>3p>3d (см. рис. 13 и 14).

Понятно, что эффект проникновения увеличивает прочность связи внешних электронов с ядром. Вследствие более глубокого проникновения s-электроны в большей степени экранируют ядро, чем р-электроны, а последние — сильнее, чем d-электроны, и т. д.

Рис. 15. Радиальное распределение вероятности нахождения электрона (электронной плотности) на расстоянии r от ядра

Пользуясь представлением о проникновении электронов к ядру, рассмотрим характер изменения радиуса атомов элементов в подгруппе углерода. В ряду C—Si—Ge—Sn—Pb проявляется общая тенденция увеличения радиуса атома.Однако это увеличение имеет немонотонный характер. При переходе от Si к Ge внешние р-электроны проникают через экран из десяти 3d-электро-нов и тем самым упрочняют связь с ядром и сжимают электронную оболочку атома. Уменьшение размера 6p-орбитали Pb по сравнению с 5р-орбиталью Sn обусловлено проникновением 6p-электронов под двойной экран десяти 5d-электронов и четырнадцати 4f-электронов. Этим же объясняется немонотонность в изменении энергии ионизации атомов в ряду C—Pb и большее значение её для Pb по сравнению с атомом Sn.

d-элементы:

Во внешнем слое у атомов d-элементов (за исключением Pd) находятся 1—2 электрона (ns-состояние). Остальные валентные электроны расположены в (n—1)d-состоянии, т. е. в предвнешнем слое.

Подобное строение электронных оболочек атомов определяет некоторые общие свойства d-элементов. Так, их атомы характеризуются сравнительно невысокими значениями первой энергии ионизации. Как видно на рисунке 1, при этом характер изменения энергии ионизации атомов по периоду в ряду d-элементов более плавный, чем в ряду s- и p-элементов. При переходе от d-элемента III группы к d-элементу II группы значения энергии ионизации изменяются немонотонно. Так, на участке кривой (рис. 1) видны две площадки, соответствующие энергии ионизации атомов, в которых заполняются Зd-орбитали по одному и по два электрона. Заполнение 3d-орбиталей по одному электрону заканчивается у Mn (3d54s2), что отмечается некоторым повышением относительной устойчивости 4s2-конфигурации за счет проникновения 4s2-электронов под экран 3d5-конфигурации. Наибольшее значение энергии ионизации имеет Zn (3d104s2), что находится в соответствии с полным завершением Зd-подслоя и стабилизацией электронной пары за счет проникновения под экран 3d10-конфигурации.

В подгруппах d-элементов значения энергии ионизации атомов в общем увеличиваются. Это можно объяснить эффектом проникновения электронов к ядру. Так, если у d-элементов 4-го периода внешние 4s-электроны проникают под экран 3d-электронов, то у элементов 6-го периода внешние 6s-электроны проникают уже под двойной экран 5d- и 4f-электронов. Например:

22Ti …3d24s2 I = 6,82 эВ

40Zr …3d104s24p64d25s2 I= 6,84 эВ

72Hf …4d104f145s25p65d26s2 I = 7,5 эВ

Поэтому у d-элементов 6-го периода внешние бs-электроны связаны с ядром более прочно и, следовательно, энергия ионизации атомов больше, чем у d-элементов 4-го периода.

Размеры атомов d-элементов являются промежуточными между размерами атомов s- и p-элементов данного периода. Изменение радиусов их атомов по периоду более плавное, чем для s- и p-элементов.

В подгруппах d-элементов радиусы атомов в общем увеличиваются. Важно отметить следующую особенность: увеличение атомных и ионных радиусов в подгруппах d-элементов в основном отвечает переходу от элемента 4-го к элементу 5-го периода. Соответствующие же радиусы атомов d-элементов 5-го и 6-го периодов данной подгруппы примерно одинаковы. Это объясняется тем, что увеличение радиусов за счет возрастания числа электронных слоев при переходе от 5-го к 6-му периоду компенсируется f-сжатием, вызванным заполнением электронами 4f-подслоя у f-элементов 6-го периода. В этом случае f-сжатие называется лантаноидным. При аналогичных электронных конфигурациях внешних слоев и примерно одинаковых размерах атомов и ионов для d-элементов 5-го и 6-го периодов данной подгруппы характерна особая близость свойств.

Отмеченным закономерностям не подчиняются элементы подгруппы скандия. Для этой подгруппы типичны закономерности, характерные для соседних подгрупп s-элементов.

Структура Периодической системы

В настоящее время чаще используется длиннопериодный вариант Периодической системы (7 периодов, 8 групп, отдельно показаны элементы - лантаноиды и актиноиды). Эта таблица состоит из десяти горизонтальных рядов (семь периодов, периоды с четвертого по шестой состоят из двух рядов) и из восьми вертикальных столбцов, называемых группами.

В первом (горизонтальном) ряду два элемента – водород H и гелий He.

Рис.16. Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

Второй и третий ряды образуют периоды по восемь элементов. Причем каждый из периодов начинается щелочным металлом (литий Li, натрий Na) и заканчивается инертным газом (неон Ne,  аргон Ar).

Четвертый ряд также начинается щелочным металлом (калием K), но, в отличии от предыдущих рядов, он не заканчивается инертным газом. В пятом ряду продолжается последовательное изменение свойств элементов начавшееся в четвертом ряду так, что эти два ряда образуют один так называемый большой период из 18 элементов. Как и предыдущие два периода, этот период начинается щелочным металлом (калием K) и заканчивается инертным газом (криптоном Kr)

Один большой период (из 18 элементов) составляют и последующие два ряда –  шестой  и седьмой (от рубидия Rb до ксенона Xe).

В восьмом ряду, который начинается щелочным металлом цезием Cs, дополнительное осложнение связано с тем, что после лантана La идут 14 элементов, чрезвычайно сходные с ним по свойствам. Эти элементы называются лантаноидами. В приведенной таблице они размещены в виде отдельного ряда (второй ряд снизу таблицы), хотя   подразумевается,   что   все они находятся   в той   же клетке   таблицы Д.И. Менделеева, что и лантан La. Таким образом, восьмой и девятый ряды образуют большой период, содержащий 32 элемента (от цезия Cs до радона Rn).

Наконец, десятый ряд элементов составляет незавершенный седьмой период. Он содержит   лишь 21   элемент, из   которых  14 очень сходны по своим свойствам с актинием Ac. Они выделены в отдельный ряд актиноидов, хотя на самом деле они должны размещаться в той же ячейке таблицы Д.И. Менделеева, что и актиний Ac. Отсутствие химических элементов, завершающих 10 ряд, дает основание предполагать, что далеко не все химические элементы открыты, что и подтверждается на практике.

Такая структура периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева является отражением их  фундаментальных свойств, связанных с особенностями строения их атомов.

В вертикальных столбцах таблицы – группах, - располагаются элементы, обладающие одинаковой валентностью в высших солеобразующих оксидах (высшие окислы приведены в четвертой снизу таблицы строке). Валентность указана римской цифрой (как номер группы элементов).

Каждая группа химических элементов разделена на две подгруппы, одна из которых (главная) включает элементы малых периодов и четных рядов больших периодов. А другая подгруппа (побочная) образована элементами нечетных рядов больших периодов.

Различие между главными побочными подгруппами ярко проявляются в крайних группах таблицы (прежде всего в группах I и VII).

Так главная подгруппа I группы включает очень активные щелочные металлы, которые энергично разлагают воду (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr).

Побочная подгруппа I группы состоит из меди Cu, серебра Ag, золота Au, малоактивных в химических отношениях.

В группе VII главную подгруппу составляют активные неметаллы фтор F, хлор Cl, бром Br, йод I, астат At.  У элементов побочной подгруппы VII группы –   марганец Mn,  технеций Tc, рений Re и, возможно, борий Bh – преобладают металлические свойства.

VIII группа элементов занимает особое положение. Она состоит из основной подгруппы    благородных (инертных) газов гелий He, неон Ne, аргон Ar, криптон Kr, ксенон Xe, радон Rn; и побочной подгруппы, включающей 9 элементов (по горизонтали),  разделенных на  три триады очень   сходных друг с   другом     элементов: Fe – Co – Ni;     Ru – Rh – Pd; Os – Ir – Pt. (О мейтнерии Mt сведения не найдены).   

У элементов главных подгрупп при увеличении атомной массы наблюдается усиление металлических свойств  и ослабление неметаллических.

Таким образом, в периодической системе свойства элементов, их атомная масса, валентность, химический характер изменяются в известной последовательности как в горизонтальном, так и в вертикальном направлениях. Место элемента в таблице определяется, следовательно, его свойствами, и, наоборот, каждому месту соответствует элемент, обладающий определенной совокупностью свойств. Поэтому, зная положение элемента в таблице, можно довольно точно указать его свойства.

Периодический закон — основа химической систематики

В предыдущем разделе были кратко обсуждены свойства и периодичность в изменении этих свойств элементов как таковых, вне прямой связи с образованием химических соединений. Периодичность же форм химических соединений и их свойств составляет ту самую основу, на которой единственно возможны строгое и полное обобщение и систематизация необозримой химической информации. Разберем это на примере водородных и кислородных соединений, являющихся в большинстве случаев наиболее яркими представителями, определяющими специфику химического поведения элементов.

Несмотря на многочисленность форм и разнообразие свойств водородных соединений, их можно классифицировать в рамках периодического закона довольно несложным способом. В ряду элементов от щелочного металла до благородного газа происходит закономерное изменение форм существования и физико-химической природы водородных соединений, и суть этого изменения в основном состоит в следующем. Щелочной металл и примыкающие к нему активные непереходные металлы (например, Na, Mg, Al) образуют солеобразные гидриды. В их структурах состояние водородных атомов близко состоянию гидридного аниона (Н). Поэтому солеобразные гидриды обладают чрезвычайно высокой реакционной способностью и являются очень сильными восстановителями. Гидролиз солеобразных гидридов сопровождается образованием гидроксидов соответствующего металла и молекулярного водорода. При электролизе расплавленных солеобразных гидридов молекулярный водород выделяется на аноде. Многие солеобразные гидриды образуют гидридные комплексы, в которых координированными на атомах металла лигандами являются водородные анионы Н, например: Na[BH4], Li[AlH4], Li[GaH4], Be[BH4]2, Al[BH4]3, и др. Основным структурным фрагментом в перечисленных гидридных комплексах являются тетраэдрические координационные анионы ВН4, AlH4, GaH4.

Типичные неметаллы, примыкающие к благородному газу, образуют с водородом летучие соединения: СН4, SiH4, NH3, PH3, AsH3, H2O, H2S, H2Se, H2Te и др. Некоторые летучие водородные соединения являются полиядерными структурами: В2Н6, В4Н10, В5Н11, B6H12, Si2H6, Si4H10, С5H12 и др.

Летучие водородные соединения типичных неметаллов можно подразделить на две разновидности, в одной из которых степень ионности связи A—H невелика и эффективный заряд на атоме водорода мал (водородные соединения бора, углерода, кремния и т. д.), а в другой степень ионности связи A—H значительна и атом водорода имеет существенный эффективный положительный заряд (водородные соединения азота, фосфора, элементы группы кислорода и серы, фтора и других галогенов). Летучие водородные соединения второй разновидности, как правило, эффективно взаимодействуют с водой с образованием очень важных для химии соответствующих элементов производных (растворы гидроксида аммония, соляной кислоты и т. д.), в которых возникают гидроксид-анионы OH(aq) или (значительно чаще) катионы гидроксония H3O+(aq).

Отметим, что между солеобразными гидридами и летучими водородными соединениями не всегда можно провести четкую границу. Так, гидрид бериллия BeН2, приближаясь по свойствам к солеобразным гидридам типа СаН2, имеет в твердом состоянии полимерную структуру с мостиковыми связями Be—H—Be, подобными мостиковым связям в молекулярных структурах бороводородов.

Периодичность в изменении форм и свойств оксидов значительно сложнее. Причин тому несколько, но на первый план выступают две: 1) часто один и тот же элемент образует несколько оксидов (Cl2О, Cl2О2, ClO2, Cl2О6, Cl2О7 или MnO, Mn2O3, MnO2, MnO3, Mn2O7); 2) свойства и устойчивость одной и той же формы оксидов для элементов-аналогов во многих случаях существенно изменяются при увеличении атомного номера элемента (N2O3 --> P2O3 --> As2O3 --> Sb2O3 --> Bi2O3). Поэтому остановимся на периодическом изменении форм и свойств высших оксидов, образуемых элементами на высшей из всех возможных для данного элемента ступени окисления.

Суть изменения свойств высших оксидов в ряду элементов от щелочного металла до благородного газа можно в принципе описать следующим образом. Щелочной и соседний с ним щёлочноземельный металлы образуют основные оксиды (Rb2O, SrO), гидратные формы которых проявляют ярко выраженные свойства оснований, а благородный газ и примыкающие к нему неметаллы образуют оксиды (XeО4, I2O7, TeO3, Sb2O5), гидраты которых проявляют свойства кислот. Непереходные элементы, находящиеся между упомянутыми металлами и неметаллами, образуют амфотерные высшие оксиды (In2O3, SnO2), которым отвечают гидратные формы, обладающие свойствами как оснований, так и кислот. Этот переход от основных через амфотерные к кислотным оксидам резко осложняется кислородными соединениями переходных металлов. Первые в V периоде переходные металлы образуют амфотерные высшие оксиды (Y2O3 с преобладающим основным характером, ZrO2 с преобладающим кислотным характером). Срединные переходные металлы образуют оксиды с кислотным характером (Nb2O5, MoO3, Te2О7, RuO4), а завершающие переходные металлы, как правило, высшие оксиды основного типа (Rh2O3, PdO, AgO, CdO); у родия и палладия существуют лишь малоустойчивые гидроксиды (Rh(OH)4 и Pd(OH)4).

Похожую периодическую классификацию можно составить и для других классов неорганических соединений: галогенидов, нитридов, фосфидов и т. д.

Математическое выражение Периодического закона

Полноценное объяснение и понимание периодического изменения свойств элементов стало возможным только с развитием квантовой теории в начале XX века, которая рассматривает атомы как системы взаимодействующих элементарных частиц в рамках квантовой химии. Это позволяет получить полную картину и объяснить их свойства. Однако, аналитическое решение уравнения Шредингера возможно только для простейших одноэлектронных атомов, численное решение является чрезвычайно сложной задачей, особенно для тяжёлых атомов, которая требует привлечения особого математического аппарата учитывающего многочисленные физические эффекты, например спин-орбитальное взаимодействие и релятивисткие поправки.

Тем не менее, на основе квантовой теории были развиты представлении о распределении электронов по оболочкам и подоболочкам (s, p, d и f, см. выше). В соответствии с этим в общепринятом варианте периодической системы, утверждённым Международным союзом теоретической и прикладной химии (IUPAC), элементы распределены по соответствующим (s, p, d и f) блокам.

94742084455

Рис. 17. Зависимость энергии ионизации атомов элементов p-блока от суммы всех p-электронов

При рассмотрении элементов по блокам можно получить периодические зависимости, существенно более чётко выраженные, чем на рисунках типа рис.16. Для этого нужно свойства элементов и их соединений рассматривать в зависимости от общего числа электронов, определяющих принадлежность атома к блоку. Для s-блока — это сумма всех s-электронов в атоме, для p-блока — это сумма p-электронов, и так далее.

Для иллюстрации на рис.17 показана зависимость энергии ионизации атомов элементов p-блока от суммы всех p-электронов в атоме.

Полученные зависимости настолько точны, что их можно описать уравнениями.

Изложенное предложено считать дальнейшим уточнением формулировки Периодического закона (для характеристики, от которой зависят свойства) в последовательности: атомный вес — заряд ядра — общее число электронов в атоме, устанавливающих принадлежность элемента к определённому блоку.

ЗАКЛЮЧЕНИЕ

Периодический закон сыграл огромную роль в развитии химии и других естественных наук. Была открыта взаимная связь между всеми элементами, их физическими и химическими свойствами. Это поставило перед естествознанием научно-философскую проблемы огромной важности: эта взаимная связь должно получить объяснение. После открытия Периодического закона стало ясно, что атомы всех элементов должны быть построены по единому принципу, а их строение должно отображать периодичность свойств элементов. Таким образом, периодический закон стал важным звеном в эволюции атомно-молекулярного учения, оказав значительное влияние на разработку теории строения атома. Он также способствовал формулировке современного понятия "химический элемент" и уточнению представлений о простых и сложных веществах.

Используя Периодический закон, Д.И. Менделеев стал первым исследователем, сумевшим решить проблемы прогнозирования в химии. Это проявилось уже через несколько лет после создания Периодической системы элементов, когда были открыты предсказанные Менделеевым новые химические элементы. Периодический закон помог также уточнить многие особенности химического поведения уже открытых элементов. Успехи атомной физики, включая ядерную энергетику и синтез искусственных элементов, стали возможными лишь благодаря Периодическому закону. В свою очередь, они расширили и углубили сущность закона Менделеева, расширили пределы Периодической системы элементов.

Периодический закон является универсальным законом. Он относится к числу таких общих научных закономерностей, которые реально существуют в природе и поэтому в процессе эволюции наших знаний никогда не потеряют своего значения. Установлено, что периодичности подчиняются не только электронное строение атома, но и тонкая структура атомных ядер, что говорит о периодическом характере свойств в мире элементарных частиц.

Со временем роль Периодического закона не уменьшается. Он стал важнейшей основой неорганической химией. Он используется, например, при синтезе веществ с заранее заданными свойствами, создании новых материалов, подборе эффективных катализаторов.

Неоценимо значение Периодического закона в преподавании общей и неорганической химии. Его открытие было связано с созданием учебника по химии, когда Менделеев пытался предельно четко изложить сведения об известных на тот момент 63 химических элементах. Сейчас число элементов увеличилось почти вдвое, и Периодический закон позволяет выявлять сходство и закономерности свойств различных химических элементов с использованием их положения в Периодической системе.

СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ

Ахметов Н. С. Актуальные вопросы курса неорганической химии. — М.: Просвещение, 1991. — 224 с. 

Корольков Д. В. Основы неорганической химии. — М.: Просвещение, 1982. — 271 с.

Менделеев Д. И. Основы химии. – Т. 2. – М.: Госхимиздат, 1947. – 389 c.

Менделеев Д.И. Периодическая законность химических элементов // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона: В 86 томах (82 т. и 4 доп.). — СПб.: 1890—1907.

Имянитов Н. С. / Новая основа для описания периодичности. // Журн. общей химии.— 2010. — Т. 80. — Вып. 1. — С. 69 — 72. 

Похожие работы:

«ПОЯСНИТЕЛЬНАЯ ЗАПИСКАРабочая программа ориентирована на учащихся 11 класса, составлена и реализуется на основе следующих документов: Примерной программы по истории среднего (полного) образования (базовый уровень)/ М.: Просвещение, 2010 Авторская программа О.В. Волоб...»

«Урок в 5кл. Города-государства Эллады.Цели урока по линиям развития личности: Линии 1–2. Картина мира в фактах и понятиях. Научить объяснять процесс нового восхождения Древней Греции на ступень цивилизации, объединяя различные факты в целостную картину. Выявляя отличительные особенности древнегреческих городов-госуда...»

«МУНИЦИПАЛЬНОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕСРЕДНЯЯ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ШКОЛА № 71ОРДЖОНИКИДЗЕВСКОГО РАЙОНА ГО ГОРОД УФА РЕСПУБЛИКИ БАШКОРТОСТАНРАССМОТРЕНО На заседании ШМО Протокол...»

«В вашей семье распустился цветочек,Солнышко, ангел, крошечка-дочка,Что пожелать в этот радостный час?Пусть все прекрасно будет у вас.Пусть прорастут безболезненно зубки,Пусть снятся ангелы вашей малютке,Будет спокойным и радостным сон,Счастье пришло поселиться к вам в дом.©...»

«Две судьбы (журнал "Уфа", №5(150), 2014) Истории этих двух женщин невозможно ни слушать, ни читать без боли. Без боли о том утерянном детстве, которое унесла на своих черных крыльях Великая Отечественная. "В детстве у нас не было радости, – говорит Любовь Михайловна Мороз. И тут же спохватывается: – Нет, радость была. Ко...»

«МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ УКРАИНЫДОНЕЦКИЙ ИНДУСТРИАЛЬНО-ПЕДАГОГИЧЕСКИЙ ТЕХНИКУММЕТОДИЧЕСКАЯ РАЗРОБОТКАВОСПИТАТЕЛЬНОГО МЕРОПРИЯТИЯИСТОРИЯ ТАНЦА 2014 Методическая разработка воспитательного мероприятия на тему "История танца".Донецк: ДИПТ, 2014. Подготовила Мальцева Т.А. – преподаватель Донецкого...»

«Конспект урока литературы для 5 класса "Книга и её роль в духовной жизни человека и общества"Цель: познакомить учащихся со структурой и содержанием учебника-хрестоматии для 5 класса, с историей книги; определить роль книги в жизни ч...»

«Министерство образования и науки Российской Федерации Муниципальное бюджетное общеобразовательное учреждение "Спасская гимназия"Спасского муниципального района Рязанской области Исследовательская работа Почему у жирафа длинная шеяАвтор работы: Там...»

«ДЕТСКИЕ ЭКСКУРСИОННЫЕ ТУРЫ В ПАРИЖ 8 дней / 7 ночей ПАРИЖ-ДИСНЕЙЛЕНД (5 экскурсий) 1 день Прибытие в Париж. Трансфер на комфортабельном автобусе в отель. Размещение в отеле. Свободное время. 2 день Обзорная автобусная экскурсия по Парижу. Пешеходная экскурсия по Монмартру с посещением базилики Сакре-Кер. 3 день Пешеход...»

«Муниципальное общеобразовательное учреждение средняя общеобразовательная школа № 1 р.п. Чунский Иркутской области Проект по математике на тему: "Язык математики" Выполнила: Аникеева Ирина, обучающаяся 7...»

«Викторина Как ты знаешь Великобританию? (8 классы) 1 ученик Соединенное королевство Великобритании и Серверной Ирландии представляет собой островное государство, расположенное на Британских островах. Население Британии более 58 миллионов...»

«История создания 355602063553Т-90 — российский основной боевой танк. Создан в конце 1980-х — начале 1990-х годов как глубокая модернизация танка Т-72Б под названием "Т-72Б усовершенствованный", однако в 1992 году был п...»

«Приложение № 1 к Порядку проведения в Московской области в 2015 году отборочного этапа олимпиады школьников Союзного государства "Россия и Беларусь: историческая и духовная общность" Задания для отборочного этапа олим...»

«МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РЕСПУБЛИКИ ТЫВАМБОУ ТЕВЕ-ХАИНСКАЯ СОШДоклад на тему: "Подвижные тувинские игры" Выполнила: Монгуш Алтынай Адар-ооловнаучитель физической культуры Теве-Хая-2015АКТУАЛЬНОСТЬ:Игра исто...»

«Ланчукова Л.Я. г. Иркутск Свобода как необходимость и ограничение Полная свобода в своем развитии означает и свободу от свободы, т.е. ответственность и самоограничение именно не ради, а благодаря, свободе. О.Денисенко Понятие свободы еще с древних времен интересовало многих ученых, мыслителей, исследователей. Каждый хотел понять и объясн...»

















 
2018 www.info.z-pdf.ru - «Библиотека бесплатных материалов - интернет документы»

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 2-3 рабочих дней удалим его.