La differenza tra la formulazione classica e moderna della legge periodica di Mendeleev. Legge periodica nella formulazione moderna. Sistema periodico. Significato fisico della legge periodica. Struttura della tavola periodica. Modificare le proprietà di un atomo

LEZIONE 5 10° grado(primo anno di studio)

Legge periodica e sistema degli elementi chimici secondo il Piano D.I.Mendeleev

1. La storia della scoperta della legge periodica e del sistema degli elementi chimici da parte di D.I. Mendeleev.

2. Legge periodica formulata da D.I. Mendeleev.

3. Formulazione moderna della legge periodica.

4. Il significato della legge periodica e il sistema degli elementi chimici di D.I. Mendeleev.

5. La tavola periodica degli elementi chimici è un riflesso grafico della legge periodica. Struttura del sistema periodico: periodi, gruppi, sottogruppi.

6. Dipendenza delle proprietà degli elementi chimici dalla struttura dei loro atomi.

Il 1 marzo (nuovo stile) 1869 è considerata la data della scoperta di una delle leggi più importanti della chimica: la legge periodica. A metà del XIX secolo. Si conoscevano 63 elementi chimici e c'era bisogno di classificarli. Tentativi di tale classificazione furono fatti da molti scienziati (W. Odling e J. A. R. Newlands, J. B. A. Dumas e A. E. Chancourtois, I. V. Debereiner e L. Y. Meyer), ma solo D. I. Mendeleev riuscì a vedere un certo schema disponendo gli elementi in ordine crescente ordine delle loro masse atomiche. Questo modello è periodico, quindi Mendeleev formulò la legge che scoprì come segue: le proprietà degli elementi, così come le forme e le proprietà dei loro composti, dipendono periodicamente dalla massa atomica dell'elemento.

Nel sistema di elementi chimici proposto da Mendeleev c'erano una serie di contraddizioni che lo stesso autore della legge periodica non poteva eliminare (argon-potassio, tellurio-iodio, cobalto-nichel). Solo all’inizio del XX secolo, dopo la scoperta della struttura dell’atomo, fu spiegato il significato fisico della legge periodica e apparve la sua formulazione moderna: le proprietà degli elementi, così come le forme e le proprietà dei loro composti, dipendono periodicamente dall'entità della carica dei nuclei dei loro atomi.

Questa formulazione è confermata dalla presenza di isotopi, le cui proprietà chimiche sono le stesse, sebbene le masse atomiche siano diverse.

La legge periodica è una delle leggi fondamentali della natura e la legge più importante della chimica. Con la scoperta di questa legge inizia la fase moderna di sviluppo della scienza chimica. Sebbene il significato fisico della legge periodica sia diventato chiaro solo dopo la creazione della teoria della struttura atomica, questa stessa teoria si è sviluppata sulla base della legge periodica e del sistema degli elementi chimici. La legge aiuta gli scienziati a creare nuovi elementi chimici e nuovi composti di elementi e a ottenere sostanze con le proprietà desiderate. Lo stesso Mendeleev predisse l'esistenza di 12 elementi che a quel tempo non erano ancora stati scoperti e ne determinò la posizione nella tavola periodica. Descrisse in dettaglio le proprietà di tre di questi elementi e durante la vita dello scienziato questi elementi furono scoperti ("ekabor" - gallio, "ekaaluminium" - scandio, "ekasilicon" - germanio). Inoltre, la legge periodica ha un grande significato filosofico, confermando le leggi più generali dello sviluppo della natura.

Un riflesso grafico della legge periodica è il sistema periodico degli elementi chimici di Mendeleev. Esistono diverse forme del sistema periodico (corto, lungo, a scala (proposto da N. Bohr), a spirale). In Russia, la forma abbreviata è più diffusa. Il moderno sistema periodico contiene 110 elementi chimici scoperti fino ad oggi, ognuno dei quali occupa un posto specifico e ha il proprio numero di serie e nome. La tabella identifica le righe orizzontali – periodi (1–3 – piccolo, costituito da una riga; 4–6 – grande, costituito da due righe; 7° periodo – incompleto). Oltre ai periodi, ci sono righe verticali - gruppi, ciascuno dei quali è diviso in due sottogruppi (principale - a e secondario - b). I sottogruppi laterali contengono elementi solo di grandi periodi, che presentano tutti proprietà metalliche. Gli elementi dello stesso sottogruppo hanno la stessa struttura dei gusci elettronici esterni, che determina le loro proprietà chimiche simili.

Periodoè una sequenza di elementi (da un metallo alcalino a un gas inerte), i cui atomi hanno lo stesso numero di livelli energetici pari al numero del periodo.

Sottogruppo principaleè una fila verticale di elementi i cui atomi hanno lo stesso numero di elettroni nel loro livello energetico esterno. Questo numero è uguale al numero del gruppo (eccetto idrogeno ed elio).

Tutti gli elementi della tavola periodica sono divisi in 4 famiglie di elettroni ( S-, P-, D-,F-elements) a seconda di quale sottolivello nell'elemento atom viene riempito per ultimo.

Sottogruppo laterale- questa è una riga verticale D-elementi aventi lo stesso numero totale di elettroni per D-sottolivello dello strato pre-esterno e S-sottolivello dello strato esterno. Questo numero è solitamente uguale al numero del gruppo.

Le proprietà più importanti degli elementi chimici sono la metallicità e la non-metallicità.

Metallicitàè la capacità degli atomi di un elemento chimico di cedere elettroni. Una caratteristica quantitativa della metallicità è l'energia di ionizzazione.

Energia di ionizzazione atomicaè la quantità di energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo di un elemento, cioè per trasformare un atomo in un catione. Quanto più bassa è l'energia di ionizzazione, tanto più facilmente l'atomo cede un elettrone, tanto più forti sono le proprietà metalliche dell'elemento.

Non-metallicitàè la capacità degli atomi di un elemento chimico di acquisire elettroni. Una caratteristica quantitativa della non metallicità è l'affinità elettronica.

Affinità elettronicaè l'energia che viene rilasciata quando un elettrone si attacca a un atomo neutro, cioè quando l'atomo si trasforma in un anione. Maggiore è l'affinità elettronica, più facilmente l'atomo attacca un elettrone e più forti sono le proprietà non metalliche dell'elemento.

Una caratteristica universale della metallicità e della non metallicità è l'elettronegatività (EO) di un elemento.

L'EO di un elemento caratterizza la capacità dei suoi atomi di attrarre elettroni, che partecipano alla formazione di legami chimici con altri atomi nella molecola.

Maggiore è la metallicità, minore è l'EO.

Maggiore è la nonmetallicità, maggiore è l'EO.

Quando si determinano i valori EO relativi sulla scala Pauling, l'EO dell'atomo di litio viene preso come uno (EO(Li) = 1); l'elemento più elettronegativo è il fluoro (EO(F) = 4).

In brevi periodi da metallo alcalino a gas inerte:

La carica dei nuclei atomici aumenta;

Il numero dei livelli energetici non cambia;

Il numero di elettroni nel livello esterno aumenta da 1 a 8;

Il raggio degli atomi diminuisce;

Aumenta la forza del legame tra gli elettroni dello strato esterno e del nucleo;

L'energia di ionizzazione aumenta;

L'affinità elettronica aumenta;

L’EO aumenta;

La metallicita' degli elementi diminuisce;

La non-metallicità degli elementi aumenta.

Tutto D-gli elementi di un dato periodo sono simili nelle loro proprietà - sono tutti metalli, hanno raggi atomici e valori EO leggermente diversi, poiché contengono lo stesso numero di elettroni a livello esterno (ad esempio, nel 4o periodo - tranne Cr e Cu).

Nei sottogruppi principali dall'alto al basso:

Il numero di livelli energetici in un atomo aumenta;

Il numero di elettroni nel livello esterno è lo stesso;

Il raggio degli atomi aumenta;

La forza del legame tra gli elettroni del livello esterno e il nucleo diminuisce;

L'energia di ionizzazione diminuisce;

L'affinità elettronica diminuisce;

L’EO diminuisce;

La metallicita' degli elementi aumenta;

La non-metallicità degli elementi diminuisce.

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Makhov B.F.

In connessione con lo sviluppo da parte dell’autore del “Modello vibrazionale dell’atomo neutro” con l’inclusione dell’”etere mondiale”, in cui i concetti di “carica positiva permanente del nucleo atomico” e “campo di Coulomb” diventano ridondanti, si pone la questione di una nuova formulazione della Legge Periodica. Questa formulazione è proposta in questo articolo, che considera anche il problema dell'espressione matematica della Legge Periodica. Nell'articolo, l'autore utilizza la propria versione del “Sistema periodico quantistico simmetrico di atomi neutri (SQ-PSA)”, che è adeguato al Modello Vibrazionale.

Allontanandosi sempre più da noi 1869 - l'epoca della prima formulazione della Legge Periodica da parte del D.I. Mendeleev (PZM) e il suo sviluppo della tavola periodica degli elementi (PSE-M), in cui il peso atomico di un elemento, caratteristica allora accessibile e più o meno comprensibile, veniva assunto come principale criterio di ordinamento. Ma anche lo stesso Dmitry Ivanovich ha affermato che “non conosciamo le ragioni di questa periodicità”. A quel tempo si conoscevano solo 63 elementi e si sapeva poco delle loro proprietà (per lo più chimiche) e non sempre in modo accurato.

Tuttavia, il problema della sistematizzazione degli elementi si era già dichiarato e richiedeva una soluzione. La brillante intuizione di Mendeleev gli ha permesso di affrontare con successo (all'allora livello di conoscenza) il compito. La sua formulazione del PZM (ottobre 1971): "...le proprietà degli elementi, e quindi le proprietà dei corpi semplici e complessi che formano, dipendono periodicamente dal loro peso atomico."

Dmitry Ivanovich ha disposto tutti gli elementi in una serie (serie di Mendeleev) in ordine di peso atomico crescente, nella quale, tuttavia, ha consentito anche deviazioni per coppie di elementi note (in base alle proprietà chimiche), ad es. infatti, esiste una dipendenza non solo dal peso atomico.

È diventato chiaro agli scienziati che quando si passa da un elemento del PSE-M a quello successivo, alcune caratteristiche dell'elemento aumentano gradualmente della stessa quantità. Questo valore è Z ha ricevuto il nome numero di serie (principalmente tra i chimici) o numero atomico (tra i fisici). Si è scoperto che il peso atomico stesso dipende in un certo modo da Z. Pertanto come criterio di ordinazione principale è stato adottato il numero di serie Z, che di conseguenza è stato inserito nella 2a formulazione del PZM al posto del peso atomico.

Il tempo passò e apparvero nuove possibilità di sistematizzazione. Si tratta, innanzitutto, di progressi nello studio degli spettri ottici a righe (LOS) di atomi neutri e della caratteristica radiazione a raggi X (CHR). Si è scoperto che ogni elemento ha uno spettro unico e sulla base di esso sono stati scoperti numerosi nuovi elementi. Per descrivere gli spettri furono proposti i numeri quantici, i termini spettrali, il principio di esclusione di W. Pauli, la legge di G. Moseley, ecc.. Lo studio degli atomi culminò con la creazione dei primi modelli dell'atomo (MOA), dopo la morte di DI Mendeleev.

Legge di Moseley, che metteva in relazione la frequenza della radiazione X caratteristica con il numero di serie Z, ha dato un contributo particolarmente grande alla scienza. Ha confermato la correttezza della serie di Mendeleev e ci ha permesso di indicare i numeri dei restanti elementi da scoprire. Ma poi, guidati da buone intenzioni, dai un numero di serie Z significato fisico, i fisici al livello di conoscenza dell'inizio del XIX secolo (i primi modelli dell'atomo) giunsero affrettatamente alla conclusione che non può essere altro che una carica elettrica positiva costante del nucleo atomico (il numero di elementi elementari cariche elettriche - eZ).

Di conseguenza, gli scienziati sono giunti alla conclusione che era necessaria una seconda formulazione perfezionata del PZM, in cui la carica elettrica positiva costante del nucleo dell’atomo di un elemento fosse adottata come criterio principale per la sistematizzazione.

Ma, sfortunatamente, all’inizio del XX secolo, i primi modelli dell’atomo furono presentati in modo troppo meccanicistico (modelli nucleari planetari), e la neutralità elettrica dell’atomo nel suo insieme era rappresentata dalla carica positiva del nucleo e dalla corrispondente numero di particelle elementari negative - elettroni, cioè anche a livello della conoscenza primitiva dell'epoca sull'elettricità. Di conseguenza, è stato utilizzato il concetto di un campo elettrico di Coulomb costante, che attira gli elettroni che ruotano attorno al nucleo, ecc. E Dio non voglia che un elettrone cada sul nucleo!

Scoperta della natura ondulatoria dell'elettrone e molti problemi con il modello accettato dell’atomo portò alla transizione al “modello quantomeccanico dell’atomo”. La meccanica quantistica (QME) è stata acclamata come la più grande conquista del 20° secolo. Ma col tempo l'entusiasmo si è placato. Il motivo sono le fondamenta traballanti su cui è costruito l’ECM, basato sull’equazione di Schrödinger, che “ descrive movimento degli elettroni." Prima di tutto, l'approccio stesso non è corretto: invece di considerare lo stato quantico di equilibrio di un atomo neutro nel suo insieme (a livello macro, nel linguaggio della sinergetica), CME considera il movimento dell'elettrone (cioè lavorano a un livello micro eccessivamente dettagliato). Immaginate che per il caso di un gas ideale, invece di considerarlo a livello macro con parametri costanti di tempo dello stato del gas (pressione, temperatura, volume), improvvisamente cominciassero a scrivere equazioni di moto per ciascuno dei miliardi di atomi e molecole del gas, gemendo ad alta voce allo stesso tempo sulla difficoltà del compito e sulla potenza insufficiente dei computer moderni. Mentre a livello macro l'intero quadro può essere descritto facilmente ed elegantemente utilizzando l'equazione per collegare i parametri dello stato del gas: l'equazione di Clapeyron-Mendeleev. [FES, M, SE, 1984, p.288]

Qualcosa di simile in termini di complessità, l'ECM ce la propone nella persona dei suoi padri fondatori, soprattutto per il caso degli atomi con grandi numeri atomici. Tuttavia, già l’accademico Lev Landau (1908-68), egli stesso uno dei pilastri dell’ECM, scriveva: “Un atomo con più di un elettrone è un sistema complesso di elettroni che interagiscono tra loro. Per un sistema del genere si possono, in senso stretto, considerare solo gli stati del sistema nel suo insieme”. La stessa idea si trova nelle opere del fisico spettroscopista Acad. Accademia delle Scienze della BSSR Elyashevich M.A. (1908-95).

Torniamo però a considerare le formulazioni della Legge Periodica. La formulazione moderna (2a perfezionata) del PZM suona così:

“Le proprietà degli elementi dipendono periodicamente dalla carica dei loro nuclei atomici”. Carica nucleare eZ = numero atomico (ordinale) dell'elemento nel sistema moltiplicato per la carica elettrica elementare (cioè Z è numericamente uguale al numero di cariche elettriche elementari).

Perché è necessaria una nuova, terza formulazione del PZM?

1) Dalla 2a formulazione non è molto chiaro di quali proprietà stiamo parlando: se sono chimiche, non sono direttamente correlate agli elementi (atomi neutri). Quando gli atomi neutri interagiscono, le loro variabili EMF si sovrappongono e, di conseguenza, esercitano un certo grado di eccitazione l'uno sull'altro. Per descrivere un legame chimico, è inoltre necessario sapere cosa è combinato con cosa (composizione e struttura della sostanza) e in quali condizioni fisiche specifiche (CFU), ecc.

2) Secondo il "Modello Oscillatorio" sviluppato dall'autore, il nucleo di un atomo neutro non ha né una carica elettrica costante né un campo di Coulomb costante da esso creato (invece - un nucleo pulsante, un campo elettromagnetico alternato - EMF, EMF permanente , risonanza parametrica, fattore di oscillazione di alta qualità, durabilità atomo). Vedi FI, 2008, n. 3, p.25

3) Cioè, non esiste una definizione chiara né di argomento né di funzione. Non vi è inoltre certezza sulla natura della dipendenza periodica. Il PZM è inutile senza considerare contemporaneamente la tavola della tavola periodica stessa, quindi spesso non è affatto menzionato nei libri di testo nella sua formulazione esistente (“circolo vizioso”). Non è un caso che non disponiamo ancora di una teoria completa della tavola periodica e dell'espressione più matematica del PZM.

4) Ora è possibile sfruttare opportunità fondamentalmente nuove per una formulazione più corretta della Legge Periodica e la derivazione della sua espressione matematica, che Dare“Modello vibrazionale di un atomo neutro” (vibrazioni accoppiate del nucleo e del suo ambiente circostante) e “Sistema quantistico periodico simmetrico di atomi neutri (SQ-PSA)”, sviluppato e pubblicato dall’autore.

5) Secondo l'approccio sinergico, lo stato quantistico di equilibrio dell'atomo nel suo insieme” (approccio macroscopico) può essere descritto da diversi parametri indipendenti dal tempo. L'autore mostra che si tratta di un insieme strettamente individuale di 4 numeri quantici inerenti a ciascun atomo (principio di esclusione di W. Pauli), determinato dal suo VOC (e non dalle equazioni CME).

Come un insieme di numeri quantici determina in modo univoco la posizione di un elemento (le sue coordinate) nell'SK-PSA sviluppato dall'autore.

6) Tali parametri devono soddisfare una serie di requisiti:

Corrispondono alla natura fisica dell'atomo neutro (secondo il “Modello Vibrazionale”)

Essere chiaro

Essere intero (che deriva dall'essenza stessa della radiazione nucleare)

Facile da misurare (dagli spettri di atomi neutri).

Pertanto, il significato dei numeri quantici conosciuti per ciascun atomo deve essere chiarito in base alla loro natura fisica.

7) Al posto dell’equazione KME di E. Schrödinger, l’autore propone di utilizzare equazioni di connessione dei numeri quantici (equazioni di Mach) (l'autore ha trovato due di queste equazioni), che sono l'espressione matematica del PZM, adeguata alla nuova formulazione. Maggiori informazioni su questo nel libro in preparazione per la pubblicazione.

8) Alla luce del “Modello Vibrazionale dell'Atomo Neutro” e del nuovo concetto di FEM variabile del nucleo, per una nuova formulazione della Legge Periodica, al posto della carica elettrica elementare, è necessaria un'altra grandezza fisica, insieme con il numero di serie Z, che caratterizza la forza dell'interazione elettromagnetica (cambia gradualmente con l'aumentare di Z) e determinata in modo univoco dallo spettro degli atomi neutri. Ed esiste un tale valore: questa è la costante di struttura fine (α) [FES-763], che di solito viene utilizzata quando si cerca il "limite superiore della tavola periodica".

Nuova formulazione del PZM assomiglia a questo:

“Le caratteristiche degli atomi neutri dipendono periodicamente dall'entità della tensione (αZ) campo elettromagnetico alternato (EMF) creato dai loro nuclei. L'autore è giunto a una formulazione così breve il 22 novembre 2006, dopo una serie di “lunghe” formulazioni.

Mostra che invece della grandezza della carica elettrica ( eZ), che comprende una carica elettrica elementare, viene utilizzato il valore della tensione ( αZ), che include α - costante di struttura fine, che “nell'elettrodinamica quantistica è considerata come un parametro naturale che caratterizza la “forza” dell'interazione elettromagnetica” [FES, p.763].

Abbiamo già parlato delle caratteristiche degli atomi neutri (numeri quantici, loro natura fisica, ecc.), ma dobbiamo ancora spiegare un po' la natura della dipendenza periodica. Già ora ci sono i prerequisiti per derivare equazioni per la connessione dei numeri quantici: questi lo sono (N+ l)- regole dell'accademico V.M. Klechkovsky (1900-72) e (N- l)- regola dkhn, prof. D.N. Trifonov, utilizzati dall'autore per costruire l'SK-PSA. Tenendo presente la forza elettromagnetica variabile e la propagazione della forza elettromagnetica fissa (ad una profondità specifica per ciascun atomo), possiamo dire che la somma di questi numeri quantici rappresenta l'energia totale della forza elettromagnetica fissa, e la differenza è la profondità del cambiamento nella forza elettromagnetica fissa. parametro di oscillazione. Cioè, ci sono già gruppi di numeri quantici rappresentati in SK-PSA (N+ l)- periodo (tutti sono accoppiati e formano diadi), e (N- l)- gruppi di atomi consecutivi - file orizzontali di SC-PSA (fino a 4 per periodo entro Z ≤ 120), che rappresentano sequenze F-, D-, P-, S- elementi. Cioè, a un livello di energia quantistica possono esserci diversi stati quantistici. Inoltre, tenendo conto delle caratteristiche di una doppia onda elettromagnetica stazionaria, è possibile derivare equazioni per la connessione dei numeri quantici (equazioni di Machov).

Esempio: Energia totale di un'onda elettromagnetica stazionaria E N + l =E N +E l = cost, dove E N ed E l - valori medi dell'energia dei componenti elettrici e magnetici delle sue parti.

Per chiarire il significato fisico dei numeri quantici, usiamo la formula per l'energia di un emettitore quantistico (in forma generale) E = Eo (2k + 1), quindi → = 2k

Nello specifico, per E abbiamo N + l=E o (2 + 1) → = N + l , cioè la somma dei numeri quantici (N+ l) - questo è il rapporto tra l'incremento dell'energia totale di un'onda elettromagnetica stazionaria e il suo valore iniziale, che dà significato fisico alla prima regola dell'accademico V.M. Klečkovskij.

Un'onda elettromagnetica stazionaria è un portatore materiale di risonanza parametrica (a energia interna costante, l'energia viene trasferita da elettrico a magnetico e viceversa con una frequenza enorme). In questo caso, la differenza tra i valori energetici medi delle componenti elettriche e magnetiche dell'energia totale dell'onda elettromagnetica E N - l = E N -E l - Anche l'entità della variazione del parametro viene quantizzata.

E N - l= Eo(2+1) → = N - l , è un atteggiamento dà significato fisico alla regola di D.N. Trifonov e da qui la regola diventa chiara N - l ≥ 1, poiché altrimenti non esiste forza elettromagnetica permanente (non dovrebbe esserci un'onda viaggiante intrinseca). N = l, e la relativa perdita di energia). È possibile introdurre il concetto di “grandezza relativa della modifica dei parametri” : = = λ

Vengono quantizzati anche i valori medi delle componenti dell'energia totale di un'onda elettromagnetica stazionaria

E N=Eo(2 N + 1) → = 2N

E l=Eo(2 l + 1) → = 2l

da qui i numeri quantici N E l acquisiscono un nuovo significato fisico come numeri quantici dei componenti delle energie elettrica e magnetica dell'energia totale di un'onda elettromagnetica stazionaria (invece del “numero quantico principale” e del “numero quantico orbitale”).

La frequenza elevata e costante delle onde elettromagnetiche stazionarie trova la sua espressione attraverso funzioni periodiche, in relazione al nostro caso - quelle trigonometriche. La dualità delle onde elettromagnetiche stazionarie risiede nella specifica parametrica della funzione. Un'onda elettromagnetica stazionaria come onda armonica può essere descritta mediante equazioni sinusoidali della forma sì = UN peccato (ω T + φ ),

Poi non = N cosα e l = l sin α (specificazione parametrica dell'ellisse).

Qui N E l - numeri quantici (quantità intere adimensionali), indicatori dell'ampiezza massima dell'energia relativa dei componenti elettrici e magnetici di un'onda elettromagnetica stazionaria e non E l- valori attuali delle quantità fluttuanti ( componenti delle onde elettromagnetiche stazionarie) in questo momento, cioè. anche le quantità sono adimensionali.*)

0 ≤ |n t| ≤n 0 ≤ |l t | ≤ l

Spieghiamo che ce ne sono esattamente due dipendenze- coseno e sinusoide All'interfaccia “Nucleo-ambiente” nel momento iniziale della radiazione, il primo ha un'ampiezza massima - n a = N (altrimenti non c'è radiazione) e l'ampiezza è diversa - l a = 0 (cioè c'è uno sfasamento). Avendo cominciato a diffondersi dal nucleo, una componente di un'onda elettromagnetica stazionaria ne genera un'altra e viceversa. L'autore vorrebbe mettere in guardia contro una conclusione affrettata che da allora l a = 0, allora anche la componente magnetica dell'energia totale di un'onda elettromagnetica stazionaria è zero. Non è così, basta ricordare la formula di un emettitore armonico quantistico.

Questa equazione dell'ellisse + = 1 (in forma canonica, usuale per la connessione delle oscillazioni armoniche) è una delle equazioni per la connessione dei numeri quantici.

Il significato fisico di questa equazione di accoppiamento diventa più chiaro se si apportano alcune trasformazioni. Per fare ciò utilizzeremo la rappresentazione dell'ellisse come ipotrocoidi.

Per il nostro caso; .

Questa è la prima equazione di relazione dei numeri quantici (equazione di Machov).

O abbastanza chiaramente .

Si può vedere che l'equazione riflette la costanza dell'energia totale di un'onda elettromagnetica stazionaria. Pertanto, i precedenti bundle di numeri quantici ( n+l) - numero del periodo in SK-PSA e ( N - l)- definisce la sequenza delle posizioni delle righe orizzontali comprese nel periodo hanno trovato il loro posto nell'equazione di connessione, e l'equazione stessa ben riflette la struttura del SC-PSA.

Abbiamo ottenuto un'altra 2a equazione di connessione per i restanti due numeri quantici (dall'insieme completo secondo il principio di esclusione di W. Pauli) - ml ESM , ma non si può dire di loro in poche parole, e nemmeno con il significato fisico del numero quantico di “spin”. SM Dobbiamo ancora capirlo: vedi questo.

Inizio (numero ordinale dell'elemento iniziale - ZM) di ciascuna M-diade (coppie di periodi SK-PSA) può essere ottenuto dalla identica trasformazione della formula di V.M. eseguita dall'autore. Klechkovsky per il numero Zl elemento in cui l'elemento con questi dati appare per la prima volta Senso lmax

ZM = Zl -1 = = ,

Poi Almax = 0; 1; 2; 3; 4... abbiamo ZM= 0; 4; 20; 56; 120..., cioè Questi sono i cosiddetti numeri tetraedrici, che sono indirettamente correlati a determinati livelli minimi di energia quantistica iniziale per la diade (il tetraedro tra tutti i corpi spaziali ha la superficie minima per un volume fisso).

L'autore intende fornire maggiori dettagli su questo argomento e sulle due equazioni citate per la connessione dei numeri quantici nei lavori in preparazione per la pubblicazione.

L'autore non pretende con questo lavoro, naturalmente, di creare una teoria completa della tavola periodica degli atomi neutri e della sua espressione matematica, ma lo considera una tappa necessaria e importante in questo percorso, e al meglio delle sue capacità contribuirà a ulteriori progressi.

BIBLIOGRAFIA:

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7. Makhov B.F., Articolo “World Broadcast” D.I. Mendeleev e il suo posto nella tavola periodica”, nella rivista RAE “Fundamental Research”, 2008, n. 3, p. 25-28
8. Makhov B.F., articolo “La natura fisica dei metalli alla luce del modello vibrazionale dell'atomo”, nella rivista RAE “Fundamental Research”, 2008, n. 3, p. 29-37
9. Landau L.D., Lifshits E.M. "Meccanica quantistica. Teoria non relativistica", M.: Nauka, 1974 (3a ed.). pp. 293. e 1989 (4a ed.). pagina 302
10. Makhov B.F., libro "Sul modello dell'atomo neutro e vie d'uscita dalla crisi della fisica atomica" (preparato per la pubblicazione).
11. Makhov B.F., libro “Three-dimensional SK-PSA” (preparato per la pubblicazione).
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13. Articolo "Costante di struttura fine", Dizionario enciclopedico fisico - FES, p.763

Collegamento bibliografico

Makhov B.F. LEGGE PERIODICA D.I. MENDELEEV – NUOVA FORMULAZIONE ED ESPRESSIONE MATEMATICA DELLA LEGGE // Progressi nelle scienze naturali moderne. – 2008. – N. 9. – P. 24-29;
URL: http://natural-sciences.ru/ru/article/view?id=10547 (data di accesso: 17/12/2019). Portiamo alla vostra attenzione le riviste pubblicate dalla casa editrice "Accademia delle Scienze Naturali"

Legge periodica degli elementi chimici- una legge fondamentale della natura, che riflette il cambiamento periodico nelle proprietà degli elementi chimici all'aumentare delle cariche dei nuclei dei loro atomi. Inaugurato il 1 marzo (17 febbraio vecchio stile) 1869 D.I. Mendeleev. In questo giorno compilò una tabella intitolata “Esperienza di un sistema di elementi in base al loro peso atomico e alla somiglianza chimica”. La formulazione finale della legge periodica fu data da Mendeleev nel luglio 1871. Si leggeva:

“Le proprietà degli elementi, e quindi le proprietà dei corpi semplici e complessi che essi formano, dipendono periodicamente dal loro peso atomico.”

La formulazione della legge periodica di Mendeleev esiste nella scienza da poco più di 40 anni. È stato rivisto grazie agli eccezionali risultati ottenuti in fisica, principalmente allo sviluppo del modello nucleare dell'atomo (vedi Atomo). Si è scoperto che la carica del nucleo di un atomo (Z) è numericamente uguale al numero seriale dell'elemento corrispondente nella tavola periodica, e il riempimento dei gusci elettronici e dei sottogusci degli atomi, a seconda di Z, avviene in tale un modo in cui configurazioni elettroniche simili di atomi vengono ripetute periodicamente (vedi Sistema periodico degli elementi chimici). Pertanto, la formulazione moderna della legge periodica è la seguente: le proprietà degli elementi, delle sostanze semplici e dei loro composti dipendono periodicamente dalle cariche dei nuclei atomici.
A differenza di altre leggi fondamentali della natura, come la legge di gravitazione universale o la legge di equivalenza di massa ed energia, la legge periodica non può essere scritta sotto forma di equazione o formula generale. Il suo riflesso visivo è la tavola periodica degli elementi. Tuttavia, lo stesso Mendeleev e altri scienziati hanno tentato di trovarlo equazione matematica della legge periodica degli elementi chimici. Questi tentativi furono coronati dal successo solo dopo lo sviluppo della teoria della struttura atomica. Ma riguardano solo l'istituzione della dipendenza quantitativa dell'ordine di distribuzione degli elettroni nei gusci e nei sottogusci dalle cariche dei nuclei atomici.
Pertanto, risolvendo l'equazione di Schrödinger, è possibile calcolare come sono distribuiti gli elettroni negli atomi con diversi valori Z. E quindi, l'equazione di base della meccanica quantistica è, per così dire, una delle espressioni quantitative della legge periodica.
Oppure, ad esempio, un'altra equazione: Z„, = „+,Z - - (21 + 1)2 - >n,(2t + 1) +
1
+ m„dove „+,Z = - (n + 1+ 1)" +
+(+1+ 1. 2k(p+O 1
2 2 6
Nonostante l'ingombro, non è così difficile. Le lettere u, 1, t e m non sono altro che i numeri quantici principali, orbitali, magnetici e di spin (vedi Atomo). L'equazione ci permette di calcolare a quale valore di Z (il numero atomico di un elemento) appare un elettrone in un atomo, il cui stato è descritto da una data combinazione di quattro numeri quantici. Sostituendo le possibili combinazioni di u, 1, m e m in questa equazione, otteniamo un insieme di diversi valori di Z. Se questi valori sono disposti nella sequenza dei numeri naturali 1, 2, 3, 4, 5, ..., quindi, a loro volta, si ottiene uno schema chiaro per costruire le configurazioni elettroniche degli atomi all'aumentare di Z. Pertanto, questa equazione è anche una sorta di espressione quantitativa della legge periodica. Prova a risolvere tu stesso questa equazione per tutti gli elementi della tavola periodica (imparerai come i valori di u, 1; m e m sono correlati tra loro nell'articolo Atomo).

La legge periodica è una legge universale per l’intero Universo. Ha potere ovunque esistano gli atomi. Ma non solo le strutture elettroniche degli atomi cambiano periodicamente. Anche la struttura e le proprietà dei nuclei atomici obbediscono a una peculiare legge periodica. Nei nuclei costituiti da neutroni e protoni, sono presenti gusci di neutroni e protoni, il cui riempimento è periodico. Sono noti anche tentativi di costruire un sistema periodico di nuclei atomici.

: come notò figurativamente il famoso chimico russo N.D. Zelinsky, la legge periodica era "la scoperta della connessione reciproca di tutti gli atomi nell'universo".

Storia

La ricerca delle basi per la classificazione naturale e la sistematizzazione degli elementi chimici è iniziata molto prima della scoperta della legge periodica. Le difficoltà incontrate dagli scienziati naturali che per primi operarono in questo campo furono causate da dati sperimentali insufficienti: all'inizio del XIX secolo il numero degli elementi chimici conosciuti era piccolo, e i valori accettati delle masse atomiche di molti elementi erano errati.

Triadi di Döbereiner e primi sistemi di elementi

All'inizio degli anni '60 del XIX secolo apparvero diverse opere che precedettero immediatamente la legge periodica.

Spirale di Chancourtois

Ottave di Newlands

Tavolo Newlands (1866)

Subito dopo la spirale di de Chancourtois, lo scienziato inglese John Newlands tentò di confrontare le proprietà chimiche degli elementi con le loro masse atomiche. Disponendo gli elementi in ordine crescente di massa atomica, Newlands notò che apparivano somiglianze nelle proprietà tra ogni ottavo elemento. Newlands chiamò il modello trovato la legge delle ottave per analogia con i sette intervalli della scala musicale. Nella sua tavola sistemò gli elementi chimici in gruppi verticali di sette elementi ciascuno e allo stesso tempo scoprì che (con un leggero cambiamento nell'ordine di alcuni elementi) elementi con proprietà chimiche simili finivano sulla stessa linea orizzontale.

John Newlands fu, ovviamente, il primo a fornire una serie di elementi disposti in ordine crescente di massa atomica, ad assegnare il numero atomico corrispondente agli elementi chimici e a notare la relazione sistematica tra questo ordine e le proprietà fisico-chimiche degli elementi. Scrisse che in tale sequenza si ripetono le proprietà degli elementi, i cui pesi equivalenti (massa) differiscono di 7 unità, o di un valore multiplo di 7, cioè come se l'ottavo elemento in ordine ripetesse le proprietà della prima, poiché nella musica l'ottava nota si ripete per prima. Newlands ha cercato di dare a questa dipendenza, che in realtà si verifica per gli elementi leggeri, un carattere universale. Nella sua tabella, elementi simili erano disposti in file orizzontali, ma nella stessa riga c'erano spesso elementi completamente diversi nelle proprietà. Inoltre, Newlands fu costretto a posizionare due elementi in alcune celle; infine, il tavolo non conteneva posti vuoti; Di conseguenza, la legge dell’ottava fu accettata con estremo scetticismo.

Tavoli Odling e Meyer

Manifestazioni della legge periodica in relazione all'energia di affinità elettronica

La periodicità delle energie di affinità elettronica degli atomi si spiega, naturalmente, con gli stessi fattori che abbiamo già notato parlando dei potenziali di ionizzazione (vedi definizione di energia di affinità elettronica).

Hanno la più alta affinità elettronica P-elementi del gruppo VII. L'affinità elettronica più bassa è per gli atomi con la configurazione s² ( , , ) e s²p 6 ( , ) o con semipieni P-orbitali ( , , ):

Manifestazioni della legge periodica relativa all'elettronegatività

A rigor di termini, a un elemento non può essere assegnata un'elettronegatività costante. L'elettronegatività di un atomo dipende da molti fattori, in particolare dallo stato di valenza dell'atomo, dallo stato di ossidazione formale, dal numero di coordinazione, dalla natura dei ligandi che costituiscono l'ambiente dell'atomo nel sistema molecolare e alcuni altri. Recentemente, la cosiddetta elettronegatività orbitale viene sempre più utilizzata per caratterizzare l'elettronegatività, a seconda del tipo di orbitale atomico coinvolto nella formazione di un legame e della sua popolazione di elettroni, cioè se l'orbitale atomico è occupato da una coppia di elettroni solitari, occupato singolarmente da un elettrone spaiato, oppure è vacante. Ma, nonostante le note difficoltà nell'interpretazione e nella determinazione dell'elettronegatività, rimane sempre necessaria una descrizione qualitativa e una previsione della natura dei legami in un sistema molecolare, inclusa l'energia di legame, la distribuzione della carica elettronica e il grado di ionicità, la costante di forza, ecc.

La periodicità dell'elettronegatività atomica è una componente importante della legge periodica e può essere facilmente spiegata sulla base della dipendenza immutabile, sebbene non del tutto univoca, dei valori di elettronegatività dai corrispondenti valori delle energie di ionizzazione e delle affinità elettroniche.

Nei periodi c'è una tendenza generale dell'elettronegatività ad aumentare, mentre nei sottogruppi c'è una diminuzione. L'elettronegatività più bassa è per gli elementi s del gruppo I, la più alta per gli elementi p del gruppo VII.

Manifestazioni della legge periodica in relazione ai raggi atomici e ionici

Riso. 4 Dipendenza dei raggi orbitali degli atomi dal numero atomico dell'elemento.

La natura periodica dei cambiamenti nelle dimensioni degli atomi e degli ioni è nota da molto tempo. La difficoltà qui è che, a causa della natura ondulatoria del movimento elettronico, gli atomi non hanno dimensioni strettamente definite. Poiché la determinazione diretta delle dimensioni assolute (raggi) degli atomi isolati è impossibile, in questo caso vengono spesso utilizzati i loro valori empirici. Si ottengono misurando le distanze internucleari in cristalli e molecole libere, dividendo ciascuna distanza internucleare in due parti ed equiparando una di esse al raggio del primo atomo (dei due collegati da un corrispondente legame chimico), e l'altra al raggio di il secondo atomo. Questa separazione tiene conto di vari fattori, tra cui la natura del legame chimico, lo stato di ossidazione dei due atomi legati, la natura di coordinazione di ciascuno di essi, ecc. In questo modo si ottengono i cosiddetti raggi metallico, covalente, ionico e di van der Waals. I raggi di Van der Waals dovrebbero essere considerati come i raggi degli atomi non legati; si trovano tramite distanze internucleari in solidi o liquidi in cui gli atomi sono molto vicini tra loro (ad esempio, atomi nell'argon solido o atomi di due molecole di N 2 adiacenti nell'azoto solido) ma non sono collegati da alcun legame chimico.

Ma, ovviamente, la migliore descrizione della dimensione effettiva di un atomo isolato è la posizione teoricamente calcolata (distanza dal nucleo) del massimo principale della densità di carica dei suoi elettroni esterni. Questo è il cosiddetto raggio orbitale dell'atomo. La periodicità nella variazione dei valori dei raggi atomici orbitali in base al numero atomico dell'elemento si manifesta abbastanza chiaramente (vedi Fig. 4), e i punti principali qui sono la presenza di massimi molto pronunciati corrispondenti agli atomi di alcali metalli e gli stessi minimi corrispondenti ai gas nobili. La diminuzione dei valori dei raggi atomici orbitali durante la transizione da un metallo alcalino al corrispondente gas nobile (più vicino) è, ad eccezione della serie -, di natura non monotona, soprattutto quando famiglie di elementi di transizione (metalli ) e tra il metallo alcalino e il gas nobile compaiono lantanidi o attinidi. Per lunghi periodi in famiglia D- E F- elementi, si osserva una diminuzione meno marcata dei raggi, poiché il riempimento degli orbitali con gli elettroni avviene nello strato pre-esterno. Nei sottogruppi di elementi i raggi degli atomi e degli ioni dello stesso tipo generalmente aumentano.

Manifestazioni della legge periodica in relazione all'energia di atomizzazione

È opportuno sottolineare che lo stato di ossidazione di un elemento, essendo una caratteristica formale, non fornisce un'idea né delle cariche effettive degli atomi di tale elemento nel composto né della valenza degli atomi, sebbene lo stato di ossidazione sia spesso chiamata valenza formale. Molti elementi sono in grado di esibire non uno, ma diversi stati di ossidazione. Ad esempio, per il cloro sono noti tutti gli stati di ossidazione da −1 a +7, sebbene quelli pari siano molto instabili, e per il manganese - da +2 a +7. I valori più alti dello stato di ossidazione cambiano periodicamente a seconda del numero atomico dell'elemento, ma questa periodicità è complessa. Nel caso più semplice, nella serie degli elementi da un metallo alcalino a un gas nobile, lo stato di ossidazione più elevato aumenta da +1 (F) a +8 (O4). In altri casi, lo stato di ossidazione più elevato del gas nobile è inferiore (+4 F 4) rispetto all'alogeno precedente (+7 O 4 −). Pertanto, sulla curva della dipendenza periodica del massimo stato di ossidazione dal numero atomico di un elemento, i massimi cadono o sul gas nobile o sull'alogeno che lo precede (i minimi sempre sul metallo alcalino). L'eccezione è la serie -, nella quale gli stati di ossidazione elevati non sono generalmente sconosciuti né per l'alogeno () né per il gas nobile (), e il membro intermedio della serie, l'azoto, ha il valore più alto dello stato di ossidazione più elevato; pertanto, nella serie, il cambiamento nello stato di ossidazione più elevato risulta passare attraverso un massimo. In generale, l'aumento dello stato di ossidazione più elevato nella serie di elementi da un metallo alcalino ad un alogeno o ad un gas nobile non avviene in modo monotono, principalmente a causa della manifestazione di elevati stati di ossidazione da parte dei metalli di transizione. Ad esempio, l'aumento dello stato di ossidazione più alto della serie - da +1 a +8 è "complicato" dal fatto che stati di ossidazione così elevati come +6 (O 3), +7 (2 O 7), + sono noto per molibdeno, tecnezio e rutenio 8 (O4).

Manifestazioni della legge periodica in relazione al potenziale ossidativo

Una delle caratteristiche molto importanti di una sostanza semplice è il suo potenziale di ossidazione, che riflette la capacità fondamentale di una sostanza semplice di interagire con soluzioni acquose, nonché le proprietà redox che esibisce. Anche la variazione dei potenziali di ossidazione delle sostanze semplici in base al numero atomico dell'elemento è periodica. Ma va tenuto presente che il potenziale ossidativo di una sostanza semplice è influenzato da vari fattori, che a volte devono essere considerati singolarmente. Pertanto, la periodicità dei cambiamenti nei potenziali di ossidazione dovrebbe essere interpretata con molta attenzione.

/Na+(aq)	/Mg2+ (aq)	/Al3+ (aq)
2,71 V	2,37 V	1,66 V
/K + (aq)	/Ca2+ (aq)	/Sc 3+ (aq)
2,93 V	2,87 V	2,08 V

È possibile rilevare alcune sequenze specifiche nelle variazioni dei potenziali di ossidazione delle sostanze semplici. In particolare, nella serie dei metalli, durante la transizione dagli elementi alcalini agli elementi che li seguono, si verifica una diminuzione dei potenziali di ossidazione (+ (aq), ecc. - catione idrato):

Ciò è facilmente spiegabile con un aumento dell'energia di ionizzazione degli atomi con un aumento del numero di elettroni di valenza rimossi. Pertanto, sulla curva della dipendenza dei potenziali di ossidazione delle sostanze semplici dal numero atomico dell'elemento, ci sono dei massimi corrispondenti ai metalli alcalini. Ma questa non è l'unica ragione per i cambiamenti nei potenziali di ossidazione delle sostanze semplici.

Periodicità interna e secondaria

S- E R-elementi

Le tendenze generali nella natura dei cambiamenti nei valori dell'energia di ionizzazione degli atomi, energia di affinità elettronica degli atomi, elettronegatività, raggi atomici e ionici, energia di atomizzazione di sostanze semplici, stato di ossidazione, potenziali di ossidazione di sostanze semplici a seconda dell'atomo numero dell'elemento sono discussi sopra. Con uno studio più approfondito di queste tendenze, si può scoprire che i modelli di cambiamento delle proprietà degli elementi in periodi e gruppi sono molto più complessi. Nella natura dei cambiamenti nelle proprietà degli elementi nel corso di un periodo, si manifesta la periodicità interna e in un gruppo la periodicità secondaria (scoperta da E.V. Biron nel 1915).

Pertanto, quando si passa da un elemento s del gruppo I a R-l'elemento del gruppo VIII ha massimi e minimi interni sulla curva dell'energia di ionizzazione atomica e sulla curva dei cambiamenti nei loro raggi (vedi Fig. 1, 2, 4).

Ciò indica la natura internamente periodica del cambiamento di queste proprietà nel corso del periodo. Una spiegazione dei modelli osservati può essere fornita utilizzando il concetto di schermatura del nucleo.

L'effetto schermante del nucleo è dovuto agli elettroni degli strati interni, che, schermando il nucleo, indeboliscono l'attrazione dell'elettrone esterno verso di esso. Pertanto, quando si passa dal berillio 4 al boro 5, nonostante l'aumento della carica nucleare, l'energia di ionizzazione degli atomi diminuisce:

Riso. 5 Schema della struttura degli ultimi livelli di berillio, 9,32 eV (a sinistra) e boro, 8,29 eV (a destra)

Ciò è spiegato dal fatto che l'attrazione per il nucleo 2p-l'elettrone dell'atomo di boro è indebolito a causa dell'effetto schermante 2s-elettroni.

È chiaro che la schermatura del nucleo aumenta con l'aumentare del numero di strati elettronici interni. Pertanto, in sottogruppi S- E R-elementi c'è la tendenza a diminuire l'energia di ionizzazione degli atomi (vedi Fig. 1).

La diminuzione dell'energia di ionizzazione dall'azoto 7 N all'ossigeno 8 O (vedi Fig. 1) è spiegata dalla mutua repulsione di due elettroni dello stesso orbitale:

Riso. 6 Schema della struttura degli ultimi livelli di azoto, 14,53 eV (a sinistra) e ossigeno, 13,62 eV (a destra)

L'effetto di schermatura e repulsione reciproca degli elettroni da un orbitale spiega anche la natura internamente periodica del cambiamento dei raggi atomici nel periodo (vedi Fig. 4).

Riso. 7 Dipendenza periodica secondaria dei raggi degli atomi degli orbitali p esterni dal numero atomico

Riso. 8 Dipendenza periodica secondaria dell'energia di prima ionizzazione degli atomi dal numero atomico

Riso. 9 Distribuzione radiale della densità elettronica nell'atomo di sodio

Nella natura dei cambiamenti nelle proprietà S- E R-elementi nei sottogruppi, la periodicità secondaria è chiaramente osservata (Fig. 7). Per spiegarlo si usa l’idea della penetrazione degli elettroni nel nucleo. Come mostrato nella Figura 9, un elettrone di qualsiasi orbitale rimane in una regione vicina al nucleo per un certo tempo. In altre parole, gli elettroni esterni penetrano nel nucleo attraverso strati di elettroni interni. Come si può vedere dalla Figura 9, esterno 3 S-l'elettrone dell'atomo di sodio ha una probabilità molto significativa di trovarsi vicino al nucleo nella regione interna A- E l-strati elettronici.

La concentrazione della densità elettronica (il grado di penetrazione degli elettroni) allo stesso numero quantico principale è massima per S-elettrone, meno - per R-elettrone, ancor meno - per D-elettrone, ecc. Ad esempio, con n = 3, il grado di penetrazione diminuisce nella sequenza 3 S>3P>3D(vedi Fig. 10).

Riso. 10 Distribuzione radiale della probabilità di trovare un elettrone (densità elettronica) a distanza R dal nucleo

È chiaro che l'effetto di penetrazione aumenta la forza del legame tra gli elettroni esterni e il nucleo. A causa della penetrazione più profonda S-gli elettroni schermano il nucleo in misura maggiore rispetto a R-elettroni, e questi ultimi sono più forti di D-elettroni, ecc.

Usando l'idea della penetrazione degli elettroni nel nucleo, consideriamo la natura del cambiamento nel raggio degli atomi degli elementi nel sottogruppo del carbonio. Nella serie - - - - c'è una tendenza generale del raggio atomico ad aumentare (vedi Fig. 4, 7). Tuttavia, questo aumento non è monotono. Quando si va da Si a Ge, esterno R-gli elettroni penetrano attraverso uno schermo di dieci 3 D-elettroni e quindi rafforzare il legame con il nucleo e comprimere il guscio elettronico dell'atomo. Riduzione delle dimensioni 6 P-orbitali di Pb rispetto a 5 R-orbitale Sn è dovuto alla penetrazione 6 P-elettroni sotto doppio schermo dieci 5 D-elettroni e quattordici 4 F-elettroni. Ciò spiega anche la non monotonia nella variazione dell'energia di ionizzazione degli atomi della serie C-Pb e il suo maggior valore per Pb rispetto all'atomo Sn (vedi Fig. 1).

D-Elementi

Nello strato esterno degli atomi D-elementi (ad eccezione di ) ci sono 1-2 elettroni ( ns-stato). I restanti elettroni di valenza si trovano in (n-1) D-stato, cioè nello strato pre-esterno.

Questa struttura dei gusci elettronici degli atomi determina alcune proprietà generali D-elementi. Pertanto, i loro atomi sono caratterizzati da valori relativamente bassi dell'energia di prima ionizzazione. Come si può vedere nella Figura 1, la natura del cambiamento nell'energia di ionizzazione degli atomi nel periodo della serie D-gli elementi sono più fluidi rispetto a quelli in fila S- E P-elementi. Quando ci si sposta da D-elemento del gruppo III a D-per un elemento del gruppo II, i valori dell'energia di ionizzazione cambiano in modo non monotono. Pertanto, nella sezione della curva (Fig. 1) sono visibili due aree, corrispondenti all'energia di ionizzazione degli atomi in cui D-orbitali di uno e due elettroni. Riempimento 3 D-orbitali con un elettrone ciascuno che terminano in (3d 5 4s 2), che è caratterizzato da un leggero aumento nella stabilità relativa della configurazione 4s 2 dovuto alla penetrazione degli elettroni 4s 2 sotto lo schermo della configurazione 3d 5. Il valore più alto dell'energia di ionizzazione è (3d 10 4s 2), che è conforme al completamento completo del D-sottostrato e stabilizzazione della coppia di elettroni dovuta alla penetrazione sotto lo schermo 3 D 10 - configurazioni.

Nei sottogruppi D-elementi, i valori dell'energia di ionizzazione degli atomi generalmente aumentano. Ciò può essere spiegato dall'effetto della penetrazione degli elettroni nel nucleo. Quindi, se tu D-elementi del 4° periodo esterno 4 S-gli elettroni penetrano sotto lo schermo 3 D-elettroni, quindi gli elementi del 6° periodo hanno 6 esterni S-gli elettroni penetrano già sotto il doppio schermo 5 D- e 4 F-elettroni. Per esempio:

22 Ti…3d 2 4s 2	io = 6,82 eV
40 Zr …3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2	io = 6,84 eV
72 Hf… 4d 10 4f 14 5s 2 5p 6 5d 2 6s 2	io = 7,5 eV

Perciò D-elementi del 6° periodo esterni b S-gli elettroni sono legati più saldamente al nucleo e quindi l'energia di ionizzazione degli atomi è maggiore di quella degli atomi D-elementi del 4° periodo.

Dimensioni atomiche D-gli elementi sono intermedi tra le dimensioni atomiche S- E P-elementi di un dato periodo. Il cambiamento nei raggi dei loro atomi nel corso del periodo è più fluido rispetto a quello di S- E P-elementi.

Nei sottogruppi D-elementi, i raggi atomici generalmente aumentano. È importante notare la seguente caratteristica: un aumento dei raggi atomici e ionici nei sottogruppi D-elements corrisponde principalmente al passaggio dall'elemento del 4° all'elemento del 5° periodo. I corrispondenti raggi degli atomi D-gli elementi del 5° e 6° periodo di questo sottogruppo sono approssimativamente gli stessi. Ciò si spiega con il fatto che l'aumento dei raggi dovuto all'aumento del numero di strati elettronici durante il passaggio dal 5° al 6° periodo viene compensato F-compressione causata dal riempimento di elettroni 4 F-sottostrato F-elementi del 6° periodo. In questo caso F-si chiama compressione lantanide. Con configurazioni elettroniche simili degli strati esterni e approssimativamente le stesse dimensioni di atomi e ioni D-gli elementi del 5o e 6o periodo di questo sottogruppo sono caratterizzati da una speciale somiglianza di proprietà.

Gli elementi del sottogruppo dello scandio non obbediscono agli schemi annotati. Questo sottogruppo è caratterizzato da modelli caratteristici dei sottogruppi vicini S-elementi.

La legge periodica è la base della sistematica chimica

Guarda anche

Appunti

Letteratura

1. Akhmetov N.S. Problemi di attualità nel corso di chimica inorganica. - M.: Educazione, 1991. - 224 pp. - ISBN 5-09-002630-0
2. Korolkov D.V. Fondamenti di chimica inorganica. - M.: Educazione, 1982. - 271 p.
3. Mendeleev D.I. Fondamenti di chimica, volume 2. M.: Goskhimizdat, 1947. 389 p.
4. Mendeleev D.I.// Dizionario enciclopedico di Brockhaus ed Efron: in 86 volumi (82 volumi e 4 aggiuntivi). - San Pietroburgo. , 1890-1907.

Qui il lettore troverà informazioni su una delle leggi più importanti mai scoperte dall'uomo in campo scientifico: la legge periodica di Dmitry Ivanovich Mendeleev. Ne conoscerai il significato e l'influenza sulla chimica; verranno prese in considerazione le disposizioni generali, le caratteristiche e i dettagli della legge periodica, la storia della scoperta e le disposizioni principali.

Cos'è la legge periodica

La legge periodica è una legge naturale di natura fondamentale, scoperta per la prima volta da D.I. Mendeleev nel 1869, e la scoperta stessa avvenne attraverso il confronto delle proprietà di alcuni elementi chimici e dei valori di massa atomica conosciuti a quel tempo.

Mendeleev sosteneva che, secondo la sua legge, i corpi semplici e complessi e i vari composti di elementi dipendono dalla loro dipendenza di tipo periodico e dal peso del loro atomo.

La legge periodica è unica nel suo genere e questo è dovuto al fatto che non è espressa da equazioni matematiche, a differenza di altre leggi fondamentali della natura e dell'universo. Graficamente trova la sua espressione nella tavola periodica degli elementi chimici.

Storia della scoperta

La scoperta della legge periodica avvenne nel 1869, ma i tentativi di sistematizzare tutti gli elementi x-esimi conosciuti iniziarono molto prima.

Il primo tentativo di creare un tale sistema fu fatto da I. V. Debereiner nel 1829. Classificò tutti gli elementi chimici a lui noti in triadi, legate tra loro dalla vicinanza della metà della somma delle masse atomiche incluse in questo gruppo di tre componenti . Seguendo Debereiner, A. de Chancourtois tentò di creare una tabella unica di classificazione degli elementi, che chiamò il suo sistema "spirale terrestre", e dopo di lui l'ottava di Newlands fu compilata da John Newlands. Nel 1864, quasi contemporaneamente, William Olding e Lothar Meyer pubblicarono tavole realizzate indipendentemente l'una dall'altra.

La legge periodica fu presentata alla comunità scientifica per la revisione l'8 marzo 1869, e ciò avvenne durante una riunione della Società Russa. Dmitry Ivanovich Mendeleev annunciò la sua scoperta davanti a tutti, e nello stesso anno fu pubblicato il libro di testo di Mendeleev "Fondamenti di chimica", dove fu mostrata per la prima volta la tavola periodica da lui creata. Un anno dopo, nel 1870, scrisse un articolo e lo presentò alla Società Chimica Russa, dove fu utilizzato per la prima volta il concetto di legge periodica. Nel 1871 Mendeleev diede una descrizione esaustiva del suo concetto nel suo famoso articolo sulla legge periodica degli elementi chimici.

Contributo inestimabile allo sviluppo della chimica

L’importanza della legge periodica è incredibilmente grande per la comunità scientifica di tutto il mondo. Ciò è dovuto al fatto che la sua scoperta ha dato un potente impulso allo sviluppo sia della chimica che di altre scienze naturali, ad esempio fisica e biologia. Il rapporto tra gli elementi e le loro caratteristiche chimico-fisiche qualitative era aperto; ciò permise anche di comprendere l'essenza della costruzione di tutti gli elementi secondo un unico principio e diede origine alla moderna formulazione di concetti sugli elementi chimici, per concretizzare la conoscenza di sostanze di struttura complessa e semplice.

L'uso della legge periodica ha permesso di risolvere il problema della previsione chimica e determinare la ragione del comportamento degli elementi chimici noti. La fisica atomica, inclusa l’energia nucleare, è diventata possibile come risultato di questa stessa legge. A loro volta, queste scienze hanno permesso di espandere gli orizzonti dell'essenza di questa legge e di approfondirne la comprensione.

Proprietà chimiche degli elementi della tavola periodica

In sostanza, gli elementi chimici sono interconnessi dalle caratteristiche insite in essi nello stato di atomo o ione libero, solvatato o idratato, in una sostanza semplice e dalla forma che i loro numerosi composti possono formare. Tuttavia, queste proprietà consistono solitamente in due fenomeni: proprietà caratteristiche di un atomo allo stato libero e di una sostanza semplice. Esistono molti tipi di immobili di questo tipo, ma i più importanti sono:

1. Ionizzazione atomica e sua energia, a seconda della posizione dell'elemento nella tabella, del suo numero ordinale.
2. L'affinità energetica di un atomo e di un elettrone che, come la ionizzazione atomica, dipende dalla posizione dell'elemento nella tavola periodica.
3. Elettronegatività di un atomo, che non ha un valore costante, ma può cambiare a seconda di vari fattori.
4. Raggi di atomi e ioni: qui, di regola, vengono utilizzati dati empirici, che sono associati alla natura ondulatoria degli elettroni in uno stato di movimento.
5. Atomizzazione di sostanze semplici: una descrizione delle capacità di reattività di un elemento.
6. Gli stati di ossidazione sono una caratteristica formale, ma appaiono come una delle caratteristiche più importanti di un elemento.
7. Il potenziale di ossidazione per le sostanze semplici è una misura e un'indicazione del potenziale di una sostanza di agire in soluzioni acquose, nonché del livello di manifestazione delle proprietà redox.

Periodicità degli elementi di tipo interno e secondario

La legge periodica fornisce una comprensione di un'altra componente importante della natura: la periodicità interna e secondaria. Le aree di studio delle proprietà atomiche sopra menzionate sono in realtà molto più complesse di quanto si possa pensare. Ciò è dovuto al fatto che gli elementi s, p, d della tabella cambiano le loro caratteristiche qualitative a seconda della loro posizione nel periodo (periodicità interna) e nel gruppo (periodicità secondaria). Ad esempio, il processo interno di transizione dell'elemento s dal primo gruppo all'ottavo all'elemento p è accompagnato da punti minimo e massimo sulla curva della linea energetica dell'atomo ionizzato. Questo fenomeno mostra l'instabilità interna della periodicità dei cambiamenti nelle proprietà di un atomo in base alla sua posizione nel periodo.

Risultati

Ora il lettore ha una chiara comprensione e definizione di cosa sia la legge periodica di Mendeleev, ne comprende il significato per l'uomo e lo sviluppo di varie scienze, ha un'idea delle sue disposizioni moderne e della storia della sua scoperta.