Atšķirība starp Mendeļejeva periodiskā likuma klasisko un mūsdienu formulējumu. Periodiskais likums mūsdienu formulējumā. Periodiskā sistēma. Periodiskā likuma fiziskā nozīme. Periodiskās tabulas struktūra. Atoma īpašību maiņa

5. STUNDA 10. klase(pirmais studiju gads)

Periodiskais likums un ķīmisko elementu sistēma pēc D.I.Mendeļejeva plāna

1. D.I.Mendeļejeva periodiskā likuma un ķīmisko elementu sistēmas atklāšanas vēsture.

2. Periodiskais likums D.I.Mendeļejeva formulējumā.

3. Periodiskā likuma mūsdienu formulējums.

4. Periodiskā likuma nozīme un D.I.Mendeļejeva ķīmisko elementu sistēma.

5. Ķīmisko elementu periodiskā tabula ir periodiskā likuma grafisks atspoguļojums. Periodiskās sistēmas struktūra: periodi, grupas, apakšgrupas.

6. Ķīmisko elementu īpašību atkarība no to atomu struktūras.

1869. gada 1. marts (jauns stils) tiek uzskatīts par datumu, kad tika atklāts viens no svarīgākajiem ķīmijas likumiem - periodiskais likums. 19. gadsimta vidū. Bija zināmi 63 ķīmiskie elementi, un radās nepieciešamība tos klasificēt. Mēģinājumus veikt šādu klasifikāciju veica daudzi zinātnieki (W. Odling un J. A. R. Newlands, J. B. A. Dumas un A. E. Chancourtois, I. V. Debereiner un L. Y. Meyer), taču tikai D. I. Mendeļejevam izdevās saskatīt noteiktu modeli, sakārtojot elementus pieaugošā veidā. to atomu masu secībā. Šis modelis ir periodisks, tāpēc Mendeļejevs formulēja atklāto likumu šādi: elementu īpašības, kā arī to savienojumu formas un īpašības ir periodiski atkarīgas no elementa atommasas.

Mendeļejeva piedāvātajā ķīmisko elementu sistēmā bija vairākas pretrunas, kuras pats periodiskā likuma autors nevarēja novērst (argons-kālijs, telūrs-jods, kobalts-niķelis). Tikai 20. gadsimta sākumā pēc atoma struktūras atklāšanas tika izskaidrota periodiskā likuma fiziskā nozīme un parādījās tā mūsdienu formulējums: elementu īpašības, kā arī to savienojumu formas un īpašības periodiski ir atkarīgas no to atomu kodolu lādiņa lieluma.

Šo formulējumu apstiprina izotopu klātbūtne, kuru ķīmiskās īpašības ir vienādas, lai gan atomu masas atšķiras.

Periodiskais likums ir viens no dabas pamatlikumiem un svarīgākais ķīmijas likums. Ar šī likuma atklāšanu sākas mūsdienu ķīmijas zinātnes attīstības stadija. Lai gan periodiskā likuma fizikālā nozīme kļuva skaidra tikai pēc atomu uzbūves teorijas radīšanas, pati šī teorija attīstījās uz periodiskā likuma un ķīmisko elementu sistēmas pamata. Likums palīdz zinātniekiem radīt jaunus ķīmiskos elementus un jaunus elementu savienojumus un iegūt vielas ar vēlamajām īpašībām. Pats Mendeļejevs prognozēja 12 tajā laikā vēl neatklātu elementu esamību un noteica to vietu periodiskajā tabulā. Viņš sīki aprakstīja trīs šo elementu īpašības, un zinātnieka dzīves laikā šie elementi tika atklāti ("ekabor" - gallijs, "ekaalumīnijs" - skandijs, "ekasilicon" - germānija). Turklāt periodiskajam likumam ir liela filozofiska nozīme, kas apstiprina vispārīgākos dabas attīstības likumus.

Periodiskā likuma grafisks atspoguļojums ir Mendeļejeva ķīmisko elementu periodiskā sistēma. Pastāv vairākas periodiskas sistēmas formas (īsas, garas, kāpnes (ierosināja N. Bohr), spirāle). Krievijā īsā forma ir visizplatītākā. Mūsdienu periodiskā sistēma satur 110 līdz šim atklātus ķīmiskos elementus, no kuriem katrs ieņem noteiktu vietu un kam ir savs sērijas numurs un nosaukums. Tabulā norādītas horizontālās rindas – periodi (1–3 – mazs, sastāv no vienas rindas; 4–6 – liels, sastāv no divām rindām; 7. periods – nepilnīgs). Papildus periodiem ir vertikālas rindas - grupas, no kurām katra ir sadalīta divās apakšgrupās (galvenajā - a un sekundārajā - b). Sānu apakšgrupas satur tikai lielu periodu elementus, kuriem visiem piemīt metāliskas īpašības. Vienas apakšgrupas elementiem ir vienāda ārējo elektronu apvalku struktūra, kas nosaka to līdzīgās ķīmiskās īpašības.

Periods ir elementu virkne (no sārmu metāla līdz inertai gāzei), kuru atomiem ir vienāds enerģijas līmeņu skaits, kas vienāds ar perioda skaitli.

Galvenā apakšgrupa ir vertikāla elementu rinda, kuras atomu ārējā enerģijas līmenī ir vienāds elektronu skaits. Šis skaitlis ir vienāds ar grupas numuru (izņemot ūdeņradi un hēliju).

Visi elementi periodiskajā tabulā ir sadalīti 4 elektronu saimēs ( s-, lpp-, d-,f-elementi) atkarībā no tā, kurš elementa atoma apakšlīmenis ir aizpildīts pēdējais.

Sānu apakšgrupa- šī ir vertikāla rinda d-elementi, kuriem ir vienāds kopējais elektronu skaits uz vienu d-pre-ārējā slāņa apakšlīmenis un s-ārējā slāņa apakšlīmenis. Šis skaitlis parasti ir vienāds ar grupas numuru.

Ķīmisko elementu svarīgākās īpašības ir metāliskums un nemetālisms.

Metāliskums ir ķīmiskā elementa atomu spēja atdot elektronus. Metāliskuma kvantitatīvā īpašība ir jonizācijas enerģija.

Atomu jonizācijas enerģija ir enerģijas daudzums, kas nepieciešams, lai noņemtu elektronu no elementa atoma, t.i., lai pārveidotu atomu par katjonu. Jo zemāka ir jonizācijas enerģija, jo vieglāk atoms atdod elektronu, jo spēcīgākas ir elementa metāliskās īpašības.

Nemetālisms ir ķīmiskā elementa atomu spēja iegūt elektronus. Nemetāliskuma kvantitatīvā īpašība ir elektronu afinitāte.

Elektronu afinitāte ir enerģija, kas atbrīvojas, elektronam pievienojoties neitrālam atomam, t.i., kad atoms pārvēršas par anjonu. Jo lielāka ir elektronu afinitāte, jo vieglāk atoms piesaista elektronu un jo spēcīgākas ir elementa nemetāliskās īpašības.

Universāls metāliskuma un nemetāliskuma raksturlielums ir elementa elektronegativitāte (EO).

Elementa EO raksturo tā atomu spēju piesaistīt elektronus, kas piedalās ķīmisko saišu veidošanā ar citiem molekulas atomiem.

Jo augstāks metāliskums, jo zemāks EO.

Jo lielāks ir nemetālisms, jo lielāks ir EO.

Nosakot relatīvās EO vērtības Polinga skalā, litija atoma EO tiek ņemts par vienu (EO(Li) = 1); elektronnegatīvākais elements ir fluors (EO(F) = 4).

Īsā laikā no sārmu metāla līdz inertai gāzei:

Palielinās atomu kodolu lādiņš;

Enerģijas līmeņu skaits nemainās;

Elektronu skaits ārējā līmenī palielinās no 1 līdz 8;

Atomu rādiuss samazinās;

Palielinās saites stiprums starp ārējā slāņa elektroniem un kodolu;

Jonizācijas enerģija palielinās;

Elektronu afinitāte palielinās;

EO palielinās;

Elementu metāliskums samazinās;

Palielinās elementu nemetālisms.

Visi d-noteiktā perioda elementi pēc īpašībām ir līdzīgi - tie visi ir metāli, tiem ir nedaudz atšķirīgi atomu rādiusi un EO vērtības, jo tie satur vienādu elektronu skaitu ārējā līmenī (piemēram, 4.periodā - izņemot Cr un Cu).

Galvenajās apakšgrupās no augšas uz leju:

Enerģijas līmeņu skaits atomā palielinās;

Elektronu skaits ārējā līmenī ir vienāds;

Atomu rādiuss palielinās;

Saites stiprums starp ārējā līmeņa elektroniem un kodolu samazinās;

Samazinās jonizācijas enerģija;

Elektronu afinitāte samazinās;

EO samazinās;

Elementu metāliskums palielinās;

Elementu nemetālisms samazinās.

1

Makhovs B.F.

Saistībā ar “Neitrālā atoma vibrācijas modeļa” autora izstrādi ar “pasaules ētera” iekļaušanu, kurā jēdzieni “atoma kodola pastāvīgais pozitīvais lādiņš” un “Kulona lauks” kļūst lieki, rodas jautājums par Periodiskā likuma jaunu formulējumu. Šis formulējums ir piedāvāts šajā rakstā, kurā aplūkota arī Periodiskā likuma matemātiskās izteiksmes problēma. Rakstā autors izmanto savu “Neitrālo atomu simetriskās kvantu periodiskās sistēmas (SQ-PSA)” versiju, kas ir adekvāta vibrācijas modelim.

Aizvien vairāk attālinās no mums 1869. gads - laiks, kad D.I. pirmo reizi formulēja Periodisko likumu. Mendeļejevs (PZM) un viņa izstrādātā elementu periodiskā tabula (PSE-M), kurā par galveno sakārtošanas kritēriju tika ņemts elementa atomu svars, kas tolaik bija pieejams un vairāk vai mazāk saprotams raksturlielums. Bet pat pats Dmitrijs Ivanovičs teica, ka "mēs nezinām periodiskuma iemeslus". Tajā laikā bija zināmi tikai 63 elementi, un par to īpašībām (galvenokārt ķīmiskajām) bija zināms maz un ne vienmēr precīzi.

Taču elementu sistematizācijas problēma jau bija deklarējusies un prasīja risinājumu. Mendeļejeva izcilā intuīcija ļāva viņam veiksmīgi (toreizējā zināšanu līmenī) tikt galā ar uzdevumu. Viņa formulējums PZM (1971. gada oktobris): "...elementu īpašības un līdz ar to arī vienkāršo un sarežģīto ķermeņu īpašības, ko tie veido, periodiski ir atkarīgas no to atomu svara."

Dmitrijs Ivanovičs visus elementus sakārtoja virknē (Mendeļejeva sērija) pieaugošā atommasā, kurā tomēr pieļāva arī novirzes zināmiem elementu pāriem (pamatojoties uz ķīmiskajām īpašībām), t.i. patiesībā pastāv atkarība ne tikai no atomu svara.

Zinātniekiem kļuva skaidrs, ka, pārejot no viena elementa PSE-M uz nākamo, daži elementa raksturlielumi pakāpeniski palielinās par tādu pašu daudzumu. Šī vērtība ir Z saņēma nosaukumu sērijas numuru (galvenokārt ķīmiķu vidū) vai atomnumuru (fiziķu vidū). Izrādījās, ka pats atomu svars zināmā mērā ir atkarīgs no Z. Tāpēc sērijas numurs Z tika pieņemts kā galvenais pasūtīšanas kritērijs, kas attiecīgi tika iekļauts PZM 2. formulējumā atomsvara vietā.

Gāja laiks, un parādījās jaunas sistematizācijas iespējas. Tie, pirmkārt, ir sasniegumi neitrālu atomu līniju optisko spektru (LOS) un raksturīgā rentgena starojuma (CHR) izpētē. Izrādījās, ka katram elementam ir unikāls spektrs un, pamatojoties uz tiem, tika atklāti vairāki jauni elementi. Spektru aprakstīšanai tika piedāvāti kvantu skaitļi, spektrālie termini, V. Pauli izslēgšanas princips, G. Moseleja likums u.c.. Atomu izpēte vainagojās ar pirmo atoma modeļu (MOA) izveidi, pēc ASV nāves. D.I. Mendeļejevs.

Mozeleja likums, kas saistīja raksturīgā rentgena starojuma biežumu ar sērijas numuru Z, sniedza īpaši lielu ieguldījumu zinātnē. Viņš apstiprināja Mendeļejeva sērijas pareizību un ļāva mums norādīt atlikušo neatklāto elementu numurus. Bet pēc tam, labu nodomu vadīti, dodiet sērijas numuru Z fizikālā nozīme, fiziķi 19. gadsimta sākuma zināšanu līmenī (pirmie atoma modeļi) nonāca pie pārsteidzīga secinājuma, ka tas nevar būt nekas cits kā nemainīgs pozitīvs atoma kodola elektriskais lādiņš (elementāru skaits). elektriskie lādiņi - eZ).

Rezultātā zinātnieki nonāca pie secinājuma, ka ir nepieciešams rafinēts 2. PZM formulējums, kurā par galveno sistematizācijas kritēriju tika pieņemts elementa atoma kodola pastāvīgais pozitīvais elektriskais lādiņš.

Bet diemžēl divdesmitā gadsimta sākumā pirmie atoma modeļi tika prezentēti pārāk mehāniski (planētu kodola modeļi), un atoma elektrisko neitralitāti kopumā attēloja kodola pozitīvais lādiņš un atbilstošais negatīvo elementārdaļiņu - elektronu skaits, t.i. arī tā laika primitīvo zināšanu līmenī par elektrību. Rezultātā tika izmantots konstanta Kulona elektriskā lauka jēdziens, piesaistot elektronus, kas rotē ap kodolu utt. Un nedod Dievs, lai elektrons uzkristu uz kodolu!

Elektronu viļņu rakstura atklāšana un daudzas problēmas pieņemtais atoma modelis noveda pie pārejas uz "atoma kvantu mehānisko modeli". Kvantu mehānika (QME) ir slavēta kā 20. gadsimta lielākais sasniegums. Taču ar laiku entuziasms mazinājās. Iemesls ir nestabilais pamats, uz kura tiek būvēts CME, pamatojoties uz Šrēdingera vienādojumu, kas " apraksta elektronu kustība." Pirmkārt, pati pieeja ir nepareiza - tā vietā, lai aplūkotu neitrāla atoma līdzsvara kvantu stāvokli kopumā (makro līmenī, sinerģētikas valodā runājot), CME ņem vērā elektrona kustību (t.i., tie strādā plkst. pārāk detalizēts mikrolīmenis). Iedomājieties, ka ideālas gāzes gadījumā tā vietā, lai to aplūkotu makro līmenī ar laika nemainīgiem gāzes stāvokļa parametriem (spiedienu, temperatūru, tilpumu), viņi pēkšņi sāka rakstīt kustības vienādojumus katram no miljardiem. gāzes atomiem un molekulām, skaļi vaidē tajā pašā laikā par uzdevuma sarežģītību un mūsdienu datoru nepietiekamo jaudu. Makrolīmenī viss attēls ir viegli un eleganti aprakstīts, izmantojot gāzes stāvokļa parametru savienošanas vienādojumu - Clapeyron-Mendeļejeva vienādojumu. [FES, M, SE, 1984, 288. lpp.]

Kaut kas līdzīgs sarežģītības ziņā CME mums piedāvā savu dibinātāju personā, īpaši attiecībā uz atomiem ar lielu atomu skaitu. Tomēr akadēmiķis Levs Landau (1908-68), kas pats bija viens no CME pīlāriem, jau rakstīja: “Atoms ar vairāk nekā vienu elektronu ir sarežģīta elektronu sistēma, kas mijiedarbojas savā starpā. Šādai sistēmai, stingri ņemot, var aplūkot tikai sistēmas stāvokļus kopumā. Tāda pati ideja ir atrodama spektroskopijas fiziķa Akad. BSSR Zinātņu akadēmija Eljaševičs M.A. (1908-95).

Tomēr atgriezīsimies pie Periodiskā likuma formulējumu aplūkošanas. Mūsdienīgais (rafinētais 2.) PZM formulējums izklausās šādi:

"Elementu īpašības periodiski ir atkarīgas no to atomu kodolu lādiņa." Kodollādiņš eZ = sistēmas elementa atomu (kārtas) skaitlis, reizināts ar elementāro elektrisko lādiņu (t.i., Z ir skaitliski vienāds ar elementāro elektrisko lādiņu skaitu).

Kāpēc ir vajadzīgs jauns, 3. PZM formulējums?

1) No 2. formulējuma nav īsti skaidrs, par kādām īpašībām ir runa - ja tās ir ķīmiskas, tad tās nav tieši saistītas ar elementiem (neitrālajiem atomiem). Kad neitrālie atomi mijiedarbojas, to EML mainīgie pārklājas, un rezultātā tie viens otru iedarbojas zināmā mērā. Lai aprakstītu ķīmisko saiti, papildus jāzina, kas ar ko tiek kombinēts (vielas sastāvs un struktūra) un kādos īpašos fizikālajos apstākļos (CFU) utt.

2) Saskaņā ar autora izstrādāto “Oscilācijas modeli” neitrāla atoma kodolam nav ne pastāvīga elektriskā lādiņa, ne tā radīta pastāvīga Kulona lauka (tā vietā - pulsējošs kodols, mainīgs elektromagnētiskais lauks - EML, stāvošs EML , parametriskā rezonanse, augstas kvalitātes svārstību faktors, izturības atoms). Skatīt FI, 2008, Nr. 3, 25. lpp

3) Tas nozīmē, ka nav skaidras definīcijas ne argumentam, ne funkcijai. Nav arī pārliecības par periodiskās atkarības raksturu. PZM ir bezjēdzīgs, vienlaikus neņemot vērā pašu Periodiskās tabulas tabulu, tāpēc tas bieži vien nav minēts mācību grāmatās savā esošajā formulējumā (“apburtais loks”). Tā nav nejaušība, ka mums joprojām nav pilnīgas Periodiskās tabulas teorijas un PZM matemātiskākā izteiksme.

4) Tagad ir iespējams izmantot principiāli jaunas iespējas Periodiskā likuma pareizākai formulēšanai un tā matemātiskās izteiksmes atvasināšanai, kas dot Autora izstrādāts un publicēts “Neitrāla atoma vibrācijas modelis” (kodola un apkārtējās vides savienotās vibrācijas) un “Neitrālo atomu simetriskā kvantu periodiskā sistēma (SQ-PSA)”.

5) Saskaņā ar sinerģētisko pieeju atoma līdzsvara kvantu stāvokli kopumā” (makroskopiskā pieeja) var raksturot ar vairākiem no laika neatkarīgiem parametriem. Autors parāda, ka tie ir stingri individuāla 4 kvantu skaitļu kopa, kas raksturīga katram atomam (W. Pauli izslēgšanas princips), kas noteikts no tā GOS (nevis no CME vienādojumiem).

Tādas kvantu skaitļu kopa unikāli nosaka elementa atrašanās vietu (tā koordinātas) autora izstrādātajā SK-PSA.

6) Šādiem parametriem jāatbilst vairākām prasībām:

Atbilst neitrālā atoma fiziskajai dabai (saskaņā ar “Vibrācijas modeli”)

Esiet skaidrs

Esiet vesels skaitlis (kas izriet no kodolstarošanas būtības)

Viegli izmērāms (no neitrālajiem atomu spektriem).

Tādējādi katram atomam zināmo kvantu skaitļu nozīme ir jāprecizē atbilstoši to fiziskajai būtībai.

7) E. Šrēdingera KME vienādojuma vietā autore piedāvā izmantot kvantu skaitļu savienojuma vienādojumus (Maha vienādojumus) (autors atrada divus šādus vienādojumus), kas ir PZM matemātiskā izteiksme, kas ir piemērota jaunajam formulējumam. Vairāk par to grāmatā, kas tiek gatavota publicēšanai.

8) Ņemot vērā “Neitrāla atoma vibrācijas modeli” un jauno kodola mainīgā EML koncepciju, jaunam periodiskā likuma formulējumam elementārā elektriskā lādiņa vietā ir nepieciešams cits fizikāls lielums, kopā ar kārtas numuru Z, kas raksturo elektromagnētiskās mijiedarbības stiprumu (pakāpeniski mainās, palielinoties Z) un unikāli noteikts no neitrālo atomu spektra. Un ir tāda vērtība - tā ir smalkās struktūras konstante (α) [FES-763], ko parasti izmanto, meklējot “periodiskās tabulas augšējo robežu”.

Jauns PZM formulējums izskatās šādi:

"Neitrālu atomu īpašības periodiski ir atkarīgas no spriedzes lieluma (αZ) mainīgais elektromagnētiskais lauks (EMF), ko rada to serdeņi. Pie tik īsa formulējuma autors nonāca 2006. gada 22. novembrī pēc vairākiem “gariem” formulējumiem.

Tas parāda, ka elektriskā lādiņa lieluma vietā ( eZ), kas ietver elementāru elektrisko lādiņu, tiek izmantota sprieguma vērtība ( αZ), kas iekļauj α - smalkās struktūras konstante, kas “kvantu elektrodinamikā tiek uzskatīta par dabisku parametru, kas raksturo elektromagnētiskās mijiedarbības “spēku” [FES, 763. lpp.].

Mēs jau esam runājuši par neitrālu atomu īpašībām (kvantu skaitļiem, to fizikālo raksturu utt.), Bet mums joprojām ir nedaudz jāpaskaidro par periodiskās atkarības būtību. Jau tagad ir priekšnoteikumi kvantu skaitļu savienojuma vienādojumu atvasināšanai - tie ir (n+ l)- noteikumi akadēmiķa V.M. Klečkovskis (1900-72) un (n- l)- noteikums dkhn, prof. D.N. Trifonov, kurus autors izmantoja, lai izveidotu SK-PSA. Paturot prātā mainīgo EML un stāvošo EML, kas izplatās (konkrētā dziļumā katram atomam), mēs varam teikt, ka šo kvantu skaitļu summa atspoguļo stāvošā EML kopējo enerģiju, un atšķirība ir izmaiņu dziļums svārstību parametrs. Tas nozīmē, ka jau ir kvantu skaitļu kopas, kas ir attēlotas SK-PSA (n+ l)- periods (visi tie ir savienoti pārī un veido diādes), un (n- l)- secīgu atomu grupas - horizontālas SC-PSA rindas (līdz 4 vienā periodā Z ≤ 120 robežās), kas attēlo sekvences f-, d-, lpp-, s- elementi. Tas ir, vienā kvantu enerģijas līmenī var būt vairāki kvantu stāvokļi. Tālāk, ņemot vērā dubultā stāvošā elektromagnētiskā viļņa īpatnības, ir iespējams iegūt vienādojumus kvantu skaitļu savienošanai (Machova vienādojumi).

Piemērs: stāvoša elektromagnētiskā viļņa E kopējā enerģija n + l = E n + E l = konst, kur E n un E l - tās daļu elektrisko un magnētisko komponentu vidējās enerģijas vērtības.

Lai noskaidrotu kvantu skaitļu fizisko nozīmi, izmantosim kvantu emitētāja enerģijas formulu (vispārīgā formā) E = Eo (2k + 1), tātad → = 2k

Konkrēti, attiecībā uz E mums ir n + l= E o (2 + 1) → = n + l , tas ir, kvantu skaitļu summa (n+ l) - šī ir stāvošā elektromagnētiskā viļņa kopējās enerģijas pieauguma attiecība pret tā sākotnējo vērtību, kas piešķir fizisku nozīmi iepriekšminētajam akadēmiķa V.M. pirmajam noteikumam. Klečkovskis.

Stāvošais elektromagnētiskais vilnis ir parametriskās rezonanses materiāls nesējs (pie pastāvīgas iekšējās enerģijas enerģija tiek pārnesta no elektriskās uz magnētisko un atpakaļ ar milzīgu frekvenci). Šajā gadījumā elektromagnētiskā viļņa E kopējās enerģijas elektrisko un magnētisko komponentu vidējo enerģijas vērtību atšķirība n - l = E n -E l - tiek kvantificēts arī parametru izmaiņu lielums.

E n - l= E o (2 + 1) → = n - l , tā ir attieksme piešķir D.N.Trifonova valdīšanai fizisku nozīmi un no šejienes likums kļūst skaidrs n - l ≥ 1, jo pretējā gadījumā nav stāvoša elektromagnētiskā spēka (nedrīkst būt raksturīgs ceļojošs vilnis n = l, un ar to saistītie enerģijas zudumi). Varat ieviest jēdzienu “parametru izmaiņu relatīvais lielums” : = = λ

Tiek kvantificētas arī stāvošā elektromagnētiskā viļņa kopējās enerģijas komponentu vidējās vērtības

E n=Eo(2 n + 1) → = 2n

E l=Eo(2 l + 1) → = 2l

tātad kvantu skaitļi n Un l iegūst jaunu fizikālu nozīmi kā stāvoša elektromagnētiskā viļņa kopējās enerģijas elektrisko un magnētisko enerģiju komponentu kvantu skaitļi (“galvenā kvantu skaitļa” un “orbitālā kvantu skaitļa” vietā).

Stāvošo elektromagnētisko viļņu augstā un nemainīgā frekvence izpaužas caur periodiskām funkcijām, attiecībā pret mūsu gadījumu - trigonometriskajām. Stāvošo elektromagnētisko viļņu dualitāte ir funkcijas parametriskajā specifikācijā. Stāvošo elektromagnētisko vilni kā harmonisku vilni var aprakstīt ar formas sinusoidālajiem vienādojumiem y = A grēks (ω t + φ ),

Tad n t = n cos α un l t = l sin α (elipses parametriskā specifikācija).

Šeit n Un l - kvantu skaitļi (bezizmēra veseli skaitļi), stāvoša elektromagnētiskā viļņa elektrisko un magnētisko komponentu relatīvās enerģijas maksimālās amplitūdas rādītāji un n t Un l t- mainīgo lielumu pašreizējās vērtības ( stāvošo elektromagnētisko viļņu sastāvdaļas) šajā laika brīdī, t.i. arī daudzumi ir bezizmēra.*)

0 ≤ |n t| ≤n 0 ≤ |l t | ≤ l

Paskaidrosim, ka ir tieši divi atkarības- kosinuss un sinusoīds Interfeisā “Kodola vide” sākotnējā starojuma brīdī pirmajam ir maksimālā amplitūda - n līdz = n (pretējā gadījumā nav starojuma), un amplitūda ir atšķirīga - es uz = 0 (t.i. ir fāzes nobīde). Sācis izplatīties no kodola, viena stāvošā elektromagnētiskā viļņa sastāvdaļa ģenerē otru un otrādi. Autors vēlas brīdināt no pārsteidzīga secinājuma, ka kopš es uz = 0, tad stāvoša elektromagnētiskā viļņa kopējās enerģijas magnētiskā sastāvdaļa arī ir nulle. Tas tā nav, vienkārši atcerieties kvantu harmoniskā emitētāja formulu.

Šis elipses vienādojums + = 1 (kanoniskā formā, parasts harmonisko svārstību savienošanai) ir viens no kvantu skaitļu savienojuma vienādojumiem.

Šī savienojuma vienādojuma fiziskā nozīme kļūst skaidrāka, ja tiek veiktas dažas transformācijas. Lai to izdarītu, mēs izmantosim elipses attēlojumu kā hipotrohoīdus.

Mūsu gadījumā; .

Šis ir 1. kvantu skaitļu attiecību vienādojums (Mačova vienādojums).

Vai arī pavisam skaidri .

Var redzēt, ka vienādojums atspoguļo stāvoša elektromagnētiskā viļņa kopējās enerģijas noturību. Tādējādi iepriekš minētie kvantu skaitļu kopas ( n+l) - perioda numurs SK-PSA, un ( n - l)- definē periodā iekļauto horizontālo rindu atrašanās vietu secība ir atradusi savu vietu savienojuma vienādojumā, un pats vienādojums labi atspoguļo SC-PSA struktūru.

Mēs esam ieguvuši vēl vienu, 2. savienojuma vienādojumu atlikušajiem diviem kvantu skaitļiem (no komplekta saskaņā ar V. Pauli izslēgšanas principu) - m l Unjaunkundze , bet jūs nevarat pateikt par tiem dažos vārdos un pat ar "griešanās" kvantu skaitļa fizisko nozīmi jaunkundze Mums tas vēl ir jāizdomā — skatiet par to.

Sākums (sākotnējā elementa kārtas numurs - Z M) katras M-diādes (SK-PSA periodu pāri) var iegūt no identiskas V.M. formulas pārveidošanas, ko veic autors. Klečkovskim par numuru Z l elements, pie kura elements ar šiem datiem parādās pirmo reizi nozīmē lmax

Z M = Z l -1 = = ,

Tad plkstlmax = 0; 1; 2; 3; 4... mums ir Z M= 0; 4; 20; 56; 120..., t.i. Tie ir tā sauktie tetraedriskie skaitļi, kas ir netieši saistīti ar noteiktiem minimālajiem sākotnējiem kvantu enerģijas līmeņiem diādei (tetraedram starp visiem telpiskajiem ķermeņiem ir minimālais virsmas laukums fiksētam tilpumam).

Par šo tēmu un minētajiem diviem kvantu skaitļu savienojuma vienādojumiem autors iecerējis sniegt sīkāku informāciju publicēšanai gatavojamajos darbos.

Autors ar šo darbu, protams, nepretendē izveidot pilnīgu teoriju par neitrālu atomu periodisko tabulu un tās matemātisko izteiksmi, taču uzskata to par nepieciešamu un svarīgu posmu šajā ceļā un, cik vien tas spēj, veicinās turpmāku progresu.

BIBLIOGRĀFIJA:

  1. Klečkovskis V.M. "Atomu elektronu sadalījums un secīgas piepildīšanas noteikums (n+ l)- grupa”, M., Atomizdat, 1968.g
  2. Klečkovskis V.M. "Dažu periodiskās tabulas teorētisko problēmu izstrāde, ko izstrādājis D.I. Mendeļejevs" (ziņojums X Mendeļejeva kongresa simpozijā). M., Nauka, 1971, 54.-67.lpp.
  3. Trifonovs D.N. "Periodiskās sistēmas struktūra un robežas", M., Atomizdat, 1976, 271 lpp.
  4. Makhov B.F., grāmata "Simetriskā kvantu periodiskā elementu sistēma" (SK-PSE), Maskava, 1997. gads - ISBN 5-86700-027-3
  5. Makhov B.F., Raksts “Simetriskā kvantu periodiskā elementu (neitrālo atomu) sistēma - SK-PSA (vai Periodiskās sistēmas jaunā periodizācija”, RAE žurnālā “Fundamentālie pētījumi”, 2007, Nr. 9, 30.-36. lpp. ISSN 1812-7339
  6. Makhov B.F., ziņojums “Pairing in the Periodic Table of Neutral Tables (SC-PSA)”, žurnālā Proceedings of the V-International. konference "Binioloģija, simetrioloģija un sinerģētika dabaszinātnēs", septembrī. 2007, Tjumeņa, Tjumeņas Valsts naftas un gāzes universitāte, sekcija “Fizika un ķīmija”, 59.-65.lpp. ISBN 978-5-88465-835-4
  7. Makhovs B.F., raksts “Pasaules raidījums” D.I. Mendeļejevs un viņa vieta Periodiskajā tabulā”, RAE žurnālā “Fundamental Research”, 2008, Nr. 3, lpp. 25.-28
  8. Makhov B.F., raksts “Metālu fiziskā daba atoma vibrācijas modeļa gaismā”, RAE žurnālā “Fundamental Research”, 2008, Nr. 3, lpp. 29-37
  9. Landau L.D., Lifshits E.M. "Kvantu mehānika. Nerelativistiskā teorija", M.: Nauka, 1974 (3. izd.). 293. lpp. un 1989. gads (4. izdevums). 302. lpp
  10. Makhovs B.F., grāmata “Par neitrālā atoma modeli un izejas no krīzes atomfizikā” (sagatavota publicēšanai).
  11. Makhov B.F., grāmata “Trīsdimensiju SK-PSA” (sagatavota publicēšanai).
  12. Bronšteins I.N., Semendjajevs K.A., Matemātikas rokasgrāmata inženieriem un koledžas studentiem. M.: Nauka, galvenais redaktors. FML, 1986 (13., pareizi), 127. lpp
  13. Raksts "Smalkās struktūras konstante", Fiziskā enciklopēdiskā vārdnīca - FES, 763.lpp

Bibliogrāfiskā saite

Makhovs B.F. PERIODISKAIS LIKUMS D.I. MENDEĻEJVS – LIKUMA JAUNA FORMULĒŠANA UN MATEMĀTISKĀ IZTEIKSME // Mūsdienu dabaszinātņu sasniegumi. – 2008. – Nr.9. – P. 24-29;
URL: http://natural-sciences.ru/ru/article/view?id=10547 (piekļuves datums: 17.12.2019.). Jūsu uzmanībai piedāvājam izdevniecības "Dabaszinātņu akadēmija" izdotos žurnālus

Periodiskais ķīmisko elementu likums- dabas pamatlikums, kas atspoguļo ķīmisko elementu īpašību periodiskas izmaiņas, palielinoties to atomu kodolu lādiņiem. Atvērts 1. martā (17. februārī, Old Style) 1869 D.I. Mendeļejevs. Šajā dienā viņš sastādīja tabulu ar nosaukumu “Elementu sistēmas pieredze, pamatojoties uz to atomu svaru un ķīmisko līdzību”. Periodiskā likuma galīgo formulējumu Mendeļejevs sniedza 1871. gada jūlijā. Tas skanēja:

"Elementu īpašības un līdz ar to arī vienkāršo un sarežģīto ķermeņu īpašības, ko tie veido, periodiski ir atkarīgas no to atomu svara."

Mendeļejeva periodiskā likuma formulējums zinātnē pastāvēja nedaudz vairāk kā 40 gadus. Tas tika pārskatīts, pateicoties izciliem sasniegumiem fizikā, galvenokārt atoma kodolmodeļa izstrādei (sk. Atoms). Izrādījās, ka atoma kodola (Z) lādiņš ir skaitliski vienāds ar atbilstošā elementa kārtas numuru periodiskajā tabulā, un atomu elektronisko apvalku un apakščaulu piepildījums atkarībā no Z notiek tādā. veids, kā periodiski atkārtojas līdzīgas atomu elektroniskās konfigurācijas (sk. Periodiskā ķīmisko elementu sistēma). Tāpēc mūsdienu periodiskā likuma formulējums ir šāds: elementu, vienkāršu vielu un to savienojumu īpašības ir periodiski atkarīgas no atomu kodolu lādiņiem.
Atšķirībā no citiem dabas pamatlikumiem, piemēram, universālās gravitācijas likuma vai masas un enerģijas ekvivalences likuma, periodisko likumu nevar uzrakstīt nekāda vispārīga vienādojuma vai formulas veidā. Tās vizuālais atspoguļojums ir elementu periodiskā tabula. Tomēr pats Mendeļejevs un citi zinātnieki mēģināja atrast ķīmisko elementu periodiskā likuma matemātiskais vienādojums. Šie mēģinājumi vainagojās panākumiem tikai pēc atomu uzbūves teorijas izstrādes. Bet tie attiecas tikai uz kvantitatīvās atkarības noteikšanu elektronu sadalījuma secībai čaulās un apakščaulās no atomu kodolu lādiņiem.
Tādējādi, atrisinot Šrēdingera vienādojumu, var aprēķināt, kā elektroni sadalās atomos ar dažādām Z vērtībām.Un tāpēc kvantu mehānikas pamatvienādojums it kā ir viena no periodiskā likuma kvantitatīvajām izteiksmēm.
Vai, piemēram, cits vienādojums: Z„, = „+,Z - - (21 + 1)2 - >n,(2t + 1) +
1
+ m„kur „+,Z = - (n + 1+ 1)" +
+(+1+ 1. 2k(p+O 1
2 2 6
Neskatoties uz tā apjomību, tas nav tik grūti. Burti u, 1, t un m nav nekas cits kā galvenie, orbitālie, magnētiskie un spin kvantu skaitļi (sk. Atoms). Vienādojums ļauj aprēķināt, pie kādas Z vērtības (elementa atomskaitlis) elektrons parādās atomā, kura stāvokli raksturo dota četru kvantu skaitļu kombinācija. Aizvietojot šajā vienādojumā iespējamās u, 1, m un m kombinācijas, mēs iegūstam dažādu Z vērtību kopu. Ja šīs vērtības ir sakārtotas naturālo skaitļu 1, 2, 3, 4 secībā, 5, ..., tad to Savukārt tiek iegūta skaidra shēma atomu elektronisko konfigurāciju konstruēšanai, palielinoties Z. Tādējādi šis vienādojums ir arī sava veida periodiskā likuma kvantitatīvā izteiksme. Mēģiniet pats atrisināt šo vienādojumu visiem periodiskās tabulas elementiem (kā u, 1; m un m vērtības ir saistītas viena ar otru, jūs uzzināsit rakstā Atom).


Periodiskais likums ir universāls likums visam Visumam. Tam ir spēks visur, kur pastāv atomi. Taču periodiski mainās ne tikai atomu elektroniskās struktūras. Atomu kodolu struktūra un īpašības arī pakļaujas savdabīgam periodiskam likumam. Kodolos, kas sastāv no neitroniem un protoniem, ir neitronu un protonu apvalki, kuru piepildīšanās notiek periodiski. Ir pat zināmi mēģinājumi izveidot periodisku atomu kodolu sistēmu.

Kā tēlaini atzīmēja slavenais krievu ķīmiķis N.D. Zeļinskis, Periodiskais likums bija "visu Visuma atomu savstarpējās saiknes atklāšana".

Stāsts

Ķīmisko elementu dabiskās klasifikācijas un sistematizācijas pamatu meklējumi sākās ilgi pirms Periodiskā likuma atklāšanas. Grūtības, ar kurām saskārās dabaszinātnieki, kuri bija pirmie šajā jomā, radīja nepietiekami eksperimentālie dati: 19. gadsimta sākumā zināmo ķīmisko elementu skaits bija neliels, un atomu masu pieņemtās vērtības. daudzi elementi bija nepareizi.

Dēbereinera triādes un pirmās elementu sistēmas

19. gadsimta 60. gadu sākumā parādījās vairāki darbi, kas bija tieši pirms Periodiskā likuma.

Šankurtuā spirāle

Ņūlendas oktāvas

Newlands Table (1866)

Drīz pēc de Šankurtuā spirāles angļu zinātnieks Džons Ņūlends mēģināja salīdzināt elementu ķīmiskās īpašības ar to atomu masām. Sakārtojot elementus atomu masas palielināšanas secībā, Ņūlends pamanīja, ka īpašību līdzības parādās starp katru astoto elementu. Ņūlends atrasto modeli nosauca par oktāvu likumu pēc analoģijas ar septiņiem mūzikas skalas intervāliem. Savā tabulā viņš ķīmiskos elementus sakārtoja vertikālās grupās pa septiņiem elementiem katrā un tajā pašā laikā atklāja, ka (nedaudz mainot dažu elementu secību) elementi ar līdzīgām ķīmiskajām īpašībām nokļuva vienā un tajā pašā horizontālajā līnijā.

Džons Ņūlends, protams, bija pirmais, kurš deva virkni elementu, kas sakārtoti atomu masas palielināšanās secībā, piešķīra ķīmiskajiem elementiem atbilstošo atomu skaitu un pamanīja sistemātisku saistību starp šo secību un elementu fizikāli ķīmiskajām īpašībām. Viņš rakstīja, ka šādā secībā atkārtojas elementu īpašības, kuru ekvivalentie svari (masa) atšķiras par 7 vienībām vai ar vērtību, kas ir 7 reizinājums, t.i., it kā astotais elements secībā atkārto īpašības. no pirmās, tāpat kā mūzikā vispirms atkārtojas astotā nots. Ņūlends mēģināja piešķirt šai atkarībai, kas patiesībā rodas gaismas elementiem, universālu raksturu. Viņa tabulā līdzīgi elementi atradās horizontālās rindās, bet vienā rindā bieži vien bija elementi, kas pēc īpašībām bija pilnīgi atšķirīgi. Turklāt Newlands bija spiests ievietot divus elementus dažās šūnās; visbeidzot, galdā nebija nevienas tukšas vietas; Rezultātā oktāvu likums tika pieņemts ar ārkārtīgu skepsi.

Odling un Meyer galdi

Periodiskā likuma izpausmes saistībā ar elektronu afinitātes enerģiju

Atomu elektronu afinitātes enerģiju periodiskums, protams, ir izskaidrojams ar tiem pašiem faktoriem, kas jau tika atzīmēti, apspriežot jonizācijas potenciālus (sk. elektronu afinitātes enerģijas definīciju).

Viņiem ir visaugstākā elektronu afinitāte lpp-VII grupas elementi. Zemākā elektronu afinitāte ir atomiem ar konfigurāciju s² ( , , ) un s²p 6 ( , ) vai ar puspiepildītiem. lpp-orbitāles ( , , ):

Periodiskā likuma par elektronegativitāti izpausmes

Stingri sakot, elementam nevar piešķirt pastāvīgu elektronegativitāti. Atoma elektronegativitāte ir atkarīga no daudziem faktoriem, jo ​​īpaši no atoma valences stāvokļa, formālā oksidācijas stāvokļa, koordinācijas skaita, ligandu rakstura, kas veido atoma vidi molekulārajā sistēmā, un dažiem citiem. Pēdējā laikā elektronegativitātes raksturošanai arvien vairāk izmanto tā saukto orbitālo elektronegativitāti atkarībā no saites veidošanā iesaistītās atomu orbitāles veida un tās elektronu populācijas, t.i., vai atomu orbitāli aizņem vientuļš elektronu pāris, atsevišķi aizņem nepāra elektrons vai ir brīvs. Bet, neskatoties uz zināmajām grūtībām elektronegativitātes interpretācijā un definēšanā, tā vienmēr ir nepieciešama, lai kvalitatīvi aprakstītu un prognozētu saišu raksturu molekulārajā sistēmā, ieskaitot saistīšanas enerģiju, elektroniskā lādiņa sadalījumu un joniskuma pakāpi, spēka konstanti utt.

Atomu elektronegativitātes periodiskums ir svarīga periodiskā likuma sastāvdaļa, un to var viegli izskaidrot, pamatojoties uz nemainīgu, kaut arī ne pilnīgi nepārprotamu elektronegativitātes vērtību atkarību no atbilstošajām jonizācijas enerģiju un elektronu afinitātes vērtībām.

Periodos vērojama vispārēja tendence elektronegativitātei pieaugt, bet apakšgrupās – samazinājums. Vismazākā elektronegativitāte ir I grupas s-elementiem, vislielākā VII grupas p-elementiem.

Periodiskā likuma izpausmes saistībā ar atomu un jonu rādiusiem

Rīsi. 4 Atomu orbitālo rādiusu atkarība no elementa atomu skaita.

Atomu un jonu izmēru izmaiņu periodiskais raksturs ir zināms jau ilgu laiku. Grūtības šeit ir tādas, ka elektroniskās kustības viļņu rakstura dēļ atomiem nav stingri noteikti izmēri. Tā kā izolēto atomu absolūto izmēru (rādiusu) tieša noteikšana nav iespējama, šajā gadījumā bieži tiek izmantotas to empīriskās vērtības. Tos iegūst no izmērītiem starpkodolu attālumiem kristālos un brīvās molekulās, sadalot katru starpkodolu attālumu divās daļās un pielīdzinot vienu no tiem pirmā (no diviem, kas savienoti ar atbilstošu ķīmisko saiti) atoma rādiusam, bet otru - atoma rādiusam. otrais atoms. Šī atdalīšana ņem vērā dažādus faktorus, tostarp ķīmiskās saites raksturu, divu saistīto atomu oksidācijas pakāpi, katra no tiem koordinācijas raksturu utt. Tādā veidā tiek iegūts tā sauktais metāliskais, kovalentais, jonu un van der Vālsa rādiuss. Van der Vālsa rādiusi jāuzskata par nesaistītu atomu rādiusiem; tie ir atrodami starp kodolu attālumiem cietās vielās vai šķidrumos, kur atomi atrodas tiešā tuvumā viens otram (piemēram, atomi cietā argonā vai atomi no divām blakus esošām N2 molekulām cietā slāpeklī), bet nav savienoti ar ķīmisku saiti.

Bet, protams, vislabākais izolēta atoma efektīvā lieluma apraksts ir tā ārējo elektronu lādiņa blīvuma galvenā maksimuma teorētiski aprēķinātā pozīcija (attālums no kodola). Tas ir tā sauktais atoma orbitālais rādiuss. Orbitālo atomu rādiusu vērtību izmaiņu periodiskums atkarībā no elementa atomu skaita izpaužas diezgan skaidri (sk. 4. att.), un galvenie punkti šeit ir ļoti izteikti maksimumi, kas atbilst sārmu atomiem. metāli, un tie paši minimumi, kas atbilst cēlgāzēm. Orbītas atomu rādiusu vērtību samazināšanās pārejas laikā no sārmu metāla uz atbilstošo (tuvāko) cēlgāzi, izņemot sēriju, ir nemonotoniska pēc būtības, it īpaši, ja ir pārejas elementu (metālu) saimes. ) un starp sārmu metālu un cēlgāzi parādās lantanīdi vai aktinīdi. Ilgstoši ģimenēs d- Un f- elementiem, tiek novērots mazāk straujš rādiusu samazinājums, jo orbitāļu piepildīšanās ar elektroniem notiek pirmsārējā slānī. Elementu apakšgrupās viena veida atomu un jonu rādiusi parasti palielinās.

Periodiskā likuma izpausmes saistībā ar atomizācijas enerģiju

Jāuzsver, ka elementa oksidācijas pakāpe, būdama formāla īpašība, nesniedz priekšstatu ne par šī elementa atomu efektīvo lādiņu savienojumā, ne par atomu valenci, lai gan oksidācijas pakāpe ir bieži sauc par formālu valenci. Daudzi elementi spēj uzrādīt nevis vienu, bet vairākus dažādus oksidācijas stāvokļus. Piemēram, hloram visi oksidācijas stāvokļi ir zināmi no -1 līdz +7, lai gan vienmērīgie ir ļoti nestabili, bet mangānam - no +2 līdz +7. Oksidācijas pakāpes augstākās vērtības periodiski mainās atkarībā no elementa atomu skaita, taču šī periodiskums ir sarežģīts. Vienkāršākajā gadījumā elementu virknē no sārmu metāla līdz cēlgāzei augstākais oksidācijas līmenis palielinās no +1 (F) līdz +8 (O4). Citos gadījumos augstākais cēlgāzes oksidācijas līmenis ir mazāks (+4 F 4) nekā iepriekšējam halogēnam (+7 O 4 −). Tāpēc augstākā oksidācijas pakāpes periodiskās atkarības līknē no elementa atomu skaita maksimumi nokrīt vai nu uz cēlgāzi, vai uz halogēnu, kas ir pirms tās (minimumi vienmēr uz sārmu metālu). Izņēmums ir sērija -, kurā augsts oksidācijas līmenis parasti nav zināms ne halogēnam (), ne cēlgāzei (), un sērijas vidējam loceklim, slāpeklim, ir visaugstākā augstākā oksidācijas pakāpes vērtība; tāpēc sērijā - augstākā oksidācijas stāvokļa izmaiņas izrādās iziet caur maksimumu. Kopumā augstākā oksidācijas pakāpes palielināšanās elementu sērijā no sārmu metāla uz halogēnu vai cēlgāzi nenotiek monotoni, galvenokārt tāpēc, ka pārejas metāli izpaužas augstā oksidācijas pakāpē. Piemēram, sērijas augstākās oksidācijas pakāpes pieaugumu - no +1 līdz +8 "sarežģī" tas, ka tādi augsti oksidācijas pakāpes kā +6 (O 3), +7 (2 O 7), + ir pazīstams ar molibdēnu, tehnēciju un rutēniju 8(O4).

Periodiskā likuma izpausmes saistībā ar oksidatīvo potenciālu

Viena no ļoti svarīgajām vienkāršas vielas īpašībām ir tās oksidācijas potenciāls, kas atspoguļo vienkāršas vielas pamata spēju mijiedarboties ar ūdens šķīdumiem, kā arī tās redoksīpašības. Periodiskas ir arī vienkāršu vielu oksidācijas potenciālu izmaiņas atkarībā no elementa atomu skaita. Bet jāpatur prātā, ka vienkāršas vielas oksidatīvo potenciālu ietekmē dažādi faktori, kas dažkārt ir jāņem vērā atsevišķi. Tāpēc oksidācijas potenciālu izmaiņu periodiskums ir jāinterpretē ļoti rūpīgi.

/Na+(aq) /Mg 2+ (aq) /Al 3+ (aq)
2,71 V 2,37 V 1,66 V
/K + (aq) /Ca 2+ (aq) /Sc 3+ (aq)
2,93 V 2,87 V 2,08 V

Vienkāršu vielu oksidācijas potenciālu izmaiņās ir iespējams noteikt dažas specifiskas sekvences. Jo īpaši metālu sērijās, pārejot no sārmainiem uz tiem sekojošajiem elementiem, oksidācijas potenciāls samazinās (+ (aq) utt. - hidratēts katjons):

Tas ir viegli izskaidrojams ar atomu jonizācijas enerģijas palielināšanos, palielinoties noņemto valences elektronu skaitam. Tāpēc uz vienkāršu vielu oksidācijas potenciālu atkarības līknes no elementa atomu skaita ir maksimumi, kas atbilst sārmu metāliem. Bet tas nav vienīgais iemesls vienkāršu vielu oksidācijas potenciāla izmaiņām.

Iekšējā un sekundārā periodiskums

s- Un R- elementi

Atomu jonizācijas enerģijas vērtību, atomu elektronu afinitātes enerģijas, elektronegativitātes, atomu un jonu rādiusu, vienkāršu vielu atomizācijas enerģijas, oksidācijas pakāpes, vienkāršu vielu oksidācijas potenciālu izmaiņu rakstura vispārējās tendences atkarībā no atoma elementa numurs ir apspriests iepriekš. Padziļināti izpētot šīs tendences, var konstatēt, ka elementu īpašību izmaiņu modeļi periodos un grupās ir daudz sarežģītāki. Elementu īpašību izmaiņu raksturā laika posmā izpaužas iekšējais periodiskums, bet grupā - sekundārais periodiskums (atklāja E. V. Bīrons 1915. gadā).

Tādējādi, pārejot no I grupas s elementa uz R-VIII grupas elementam ir iekšējie maksimumi un minimumi uz atomu jonizācijas enerģijas līknes un to rādiusu izmaiņu līknes (sk. 1., 2., 4. att.).

Tas norāda uz šo īpašumu izmaiņu iekšēji periodisko raksturu attiecīgajā periodā. Atzīmēto modeļu skaidrojumu var sniegt, izmantojot kodola ekranēšanas jēdzienu.

Kodola aizsargefekts ir saistīts ar iekšējo slāņu elektroniem, kas, aizsargājot kodolu, vājina ārējā elektrona pievilcību tam. Tādējādi, pārejot no berilija 4 uz boru 5, neskatoties uz kodollādiņa palielināšanos, atomu jonizācijas enerģija samazinās:

Rīsi. 5 Pēdējo līmeņu berilija, 9,32 eV (pa kreisi) un bora, 8,29 eV (pa labi) struktūras shēma

Tas izskaidrojams ar to, ka piesaiste kodolam 2p-bora atoma elektrons ir novājināts skrīninga efekta dēļ 2s- elektroni.

Ir skaidrs, ka serdeņa ekranējums palielinās, palielinoties iekšējo elektronisko slāņu skaitam. Tāpēc apakšgrupās s- Un R-elementiem ir tendence samazināties atomu jonizācijas enerģijai (sk. 1. att.).

Jonizācijas enerģijas samazināšanās no slāpekļa 7 N līdz skābeklim 8 O (sk. 1. att.) ir izskaidrojama ar divu vienas orbitāles elektronu savstarpēju atgrūšanos:

Rīsi. 6 Slāpekļa pēdējo līmeņu struktūras shēma, 14,53 eV (pa kreisi) un skābeklis, 13,62 eV (pa labi)

Skrīninga un elektronu savstarpējās atgrūšanās no vienas orbitāles efekts arī izskaidro atomu rādiusu izmaiņu iekšēji periodisko raksturu periodā (sk. 4. att.).

Rīsi. 7 Ārējo p-orbitāļu atomu rādiusu sekundārā periodiskā atkarība no atomu skaita

Rīsi. 8 Atomu pirmās jonizācijas enerģijas sekundārā periodiskā atkarība no atomskaitļa

Rīsi. 9 Elektronu blīvuma radiālais sadalījums nātrija atomā

Īpašumu izmaiņu būtībā s- Un R-elementi apakšgrupās, skaidri novērojama sekundārā periodiskums (7. att.). Lai to izskaidrotu, tiek izmantota ideja par elektronu iekļūšanu kodolā. Kā parādīts 9. attēlā, jebkuras orbitāles elektrons noteiktu laiku paliek reģionā, kas atrodas tuvu kodolam. Citiem vārdiem sakot, ārējie elektroni caur iekšējo elektronu slāņiem iekļūst kodolā. Kā redzams 9. attēlā, ārējā 3 s-nātrija atoma elektronam ir ļoti liela varbūtība atrasties kodola tuvumā iekšējā apgabalā. UZ- Un L- elektroniskie slāņi.

Elektronu blīvuma koncentrācija (elektronu iespiešanās pakāpe) pie viena un tā paša galvenā kvantu skaitļa ir vislielākā s-elektronu, mazāk - par R-elektronu, vēl mazāk - par d-elektrons utt. Piemēram, ja n = 3, iespiešanās pakāpe samazinās secībā 3 s>3lpp>3d(skat. 10. att.).

Rīsi. 10 Radiālais sadalījums elektrona atrašanas varbūtībai (elektronu blīvums) attālumā r no kodola

Ir skaidrs, ka iespiešanās efekts palielina saites stiprumu starp ārējiem elektroniem un kodolu. Dziļākas iespiešanās dēļ s-elektroni pasargā kodolu lielākā mērā nekā R-elektroniem, un pēdējie ir stiprāki par d- elektroni utt.

Izmantojot ideju par elektronu iespiešanos kodolā, aplūkosim oglekļa apakšgrupas elementu atomu rādiusa izmaiņu raksturu. Sērijā - - - - ir vispārēja tendence atoma rādiusam palielināties (sk. 4., 7. att.). Tomēr šis pieaugums nav monotons. Dodoties no Si uz Ge, ārējā R- elektroni iekļūst caur desmit 3 ekrānu d-elektronus un tādējādi stiprina saikni ar kodolu un saspiež atoma elektronu apvalku. Izmēra samazināšana 6 lpp-Pb orbitāles salīdzinājumā ar 5 R-orbitālais Sn ir saistīts ar iespiešanos 6 lpp-elektroni zem dubultekrāna desmit 5 d-elektroni un četrpadsmit 4 f- elektroni. Tas arī izskaidro C-Pb sērijas atomu jonizācijas enerģijas izmaiņu nemonotonitāti un tās lielāku vērtību Pb salīdzinājumā ar Sn atomu (sk. 1. att.).

d- Elementi

Ārējā atomu slānī d-elementos (izņemot ) ir 1-2 elektroni ( ns-Valsts). Atlikušie valences elektroni atrodas (n-1) d-stāvoklis, t.i., pirmsārējā slānī.

Šī atomu elektronisko apvalku struktūra nosaka dažas vispārīgas īpašības d- elementi. Tādējādi to atomiem ir raksturīgas salīdzinoši zemas pirmās jonizācijas enerģijas vērtības. Kā redzams 1. attēlā, atomu jonizācijas enerģijas izmaiņu raksturs sērijas periodā d-elementi ir gludāki nekā pēc kārtas s- Un lpp- elementi. Pārceļoties no d- III grupas elements d-II grupas elementam jonizācijas enerģijas vērtības mainās nemonotoni. Tādējādi līknes griezumā (1. att.) ir redzami divi apgabali, kas atbilst atomu jonizācijas enerģijai, kurā d- viena un divu elektronu orbitāles. Pildījums 3 d-orbitāles ar vienu elektronu katrā galā pie (3d 5 4s 2), kas iezīmējas ar nelielu 4s 2 konfigurācijas relatīvās stabilitātes pieaugumu sakarā ar 4s 2 elektronu iespiešanos zem 3d 5 konfigurācijas ekrāna. Augstākā jonizācijas enerģijas vērtība ir (3d 10 4s 2), kas atbilst pilnīgai d-apakšslānis un elektronu pāra stabilizācija sakarā ar iespiešanos zem ekrāna 3 d 10 - konfigurācijas.

Apakšgrupās d-elementi, atomu jonizācijas enerģijas vērtības parasti palielinās. To var izskaidrot ar elektronu iespiešanās ietekmi uz kodolu. Tātad, ja jūs d-4. perioda elementi ārējie 4 s- elektroni iekļūst zem ekrāna 3 d-elektroni, tad 6. perioda elementiem ir ārējie 6 s-elektroni jau iekļūst zem dubultā ekrāna 5 d- un 4 f- elektroni. Piemēram:

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

Tāpēc d-6. perioda ārējie elementi b s- elektroni ir ciešāk saistīti ar kodolu, un tāpēc atomu jonizācijas enerģija ir lielāka nekā d-4. perioda elementi.

Atomu izmēri d-elementi ir starpposma starp atomu izmēriem s- Un lpp-noteiktā perioda elementi. To atomu rādiusu izmaiņas laika posmā ir vienmērīgākas nekā s- Un lpp- elementi.

Apakšgrupās d-elementi, atomu rādiusi parasti palielinās. Ir svarīgi atzīmēt šādu pazīmi: atomu un jonu rādiusu palielināšanās apakšgrupās d-elements galvenokārt atbilst pārejai no 4. elementa uz 5. perioda elementu. Atbilstošie atomu rādiusi d-šīs apakšgrupas 5. un 6. perioda elementi ir aptuveni vienādi. Tas izskaidrojams ar to, ka tiek kompensēts rādiusu pieaugums elektronisko slāņu skaita pieauguma dēļ pārejas periodā no 5. uz 6. periodu. f-saspiešana, ko izraisa piepildīšana ar elektroniem 4 f-apakšslānis f-6. perioda elementi. Šajā gadījumā f- sauc kompresiju lantanīds. Ar līdzīgām ārējo slāņu elektroniskām konfigurācijām un aptuveni vienādiem atomu un jonu izmēriem d-šīs apakšgrupas 5. un 6. perioda elementus raksturo īpaša īpašību līdzība.

Skandija apakšgrupas elementi nepakļaujas atzīmētajiem modeļiem. Šai apakšgrupai raksturīgi modeļi, kas raksturīgi blakus esošajām apakšgrupām s- elementi.

Periodiskais likums ir ķīmiskās sistemātikas pamats

Skatīt arī

Piezīmes

Literatūra

  1. Akhmetovs N. S. Neorganiskās ķīmijas kursa aktualitātes. - M.: Izglītība, 1991. - 224 lpp. - ISBN 5-09-002630-0
  2. Koroļkovs D.V. Neorganiskās ķīmijas pamati. - M.: Izglītība, 1982. - 271 lpp.
  3. Mendeļejevs D.I.Ķīmijas pamati, 2. sēj. M.: Goskhimizdat, 1947. 389 lpp.
  4. Mendeļejevs D.I.// Brokhausa un Efrona enciklopēdiskā vārdnīca: 86 sējumos (82 sējumos un 4 papildu sējumos). - Sanktpēterburga. , 1890-1907.

Šeit lasītājs atradīs informāciju par vienu no svarīgākajiem likumiem, ko cilvēks jebkad ir atklājis zinātnes jomā - Dmitrija Ivanoviča Mendeļejeva periodisko likumu. Jūs iepazīsities ar tā nozīmi un ietekmi uz ķīmiju, tiks apskatīti periodiskās likuma vispārīgie noteikumi, raksturojums un detaļas, atklājuma vēsture un galvenie noteikumi.

Kas ir periodiskais likums

Periodiskais likums ir fundamentālas dabas likums, kuru pirmo reizi atklāja D. I. Mendeļejevs tālajā 1869. gadā, un pats atklājums notika, salīdzinot dažu ķīmisko elementu īpašības un tajā laikā zināmās atomu masas vērtības.

Mendeļejevs apgalvoja, ka saskaņā ar viņa likumu vienkārši un sarežģīti ķermeņi un dažādi elementu savienojumi ir atkarīgi no to periodiskās veida atkarības un no to atoma svara.

Periodiskais likums ir unikāls savā veidā, un tas ir saistīts ar faktu, ka atšķirībā no citiem dabas un Visuma pamatlikumiem tas nav izteikts ar matemātiskiem vienādojumiem. Grafiski tas izpaužas ķīmisko elementu periodiskajā tabulā.

Atklājumu vēsture

Periodiskā likuma atklāšana notika 1869. gadā, bet mēģinājumi sistematizēt visus zināmos x-tos elementus sākās ilgi pirms tam.

Pirmo mēģinājumu izveidot šādu sistēmu veica I. V. Debereiners 1829. gadā. Viņš visus viņam zināmos ķīmiskos elementus klasificēja triādēs, kas ir savstarpēji saistītas ar tuvumu pusei no šajā trīs komponentu grupā iekļauto atomu masu summas. . Pēc Debereinera tika mēģināts izveidot unikālu A. de Šankurtuā elementu klasifikācijas tabulu, viņš savu sistēmu nosauca par “zemes spirāli”, un pēc viņa Ņūlendas oktāvu sastādīja Džons Ņūlends. 1864. gadā gandrīz vienlaikus Viljams Oldings un Lotārs Meiers publicēja tabulas, kas izveidotas neatkarīgi viens no otra.

Periodiskais likums tika iesniegts zinātniskajai sabiedrībai pārskatīšanai 1869. gada 8. martā, un tas notika Krievu biedrības sanāksmes laikā. Dmitrijs Ivanovičs Mendeļejevs visu acu priekšā paziņoja par savu atklājumu, un tajā pašā gadā tika izdota Mendeļejeva mācību grāmata “Ķīmijas pamati”, kurā pirmo reizi tika parādīta viņa izveidotā periodiskā tabula. Gadu vēlāk, 1870. gadā, viņš uzrakstīja rakstu un iesniedza to Krievijas Ķīmijas biedrībai, kur pirmo reizi tika izmantots periodiskā likuma jēdziens. 1871. gadā Mendeļejevs sniedza izsmeļošu savas koncepcijas aprakstu savā slavenajā rakstā par ķīmisko elementu periodisko likumu.

Nenovērtējams ieguldījums ķīmijas attīstībā

Periodiskā likuma nozīme zinātnieku aprindām visā pasaulē ir neticami liela. Tas ir saistīts ar faktu, ka tā atklāšana deva spēcīgu impulsu gan ķīmijas, gan citu dabaszinātņu, piemēram, fizikas un bioloģijas, attīstībai. Attiecības starp elementiem un to kvalitatīvajām ķīmiskajām un fizikālajām īpašībām bija atklātas, tas arī ļāva izprast visu elementu uzbūves būtību pēc viena principa un radīja mūsdienīgu jēdzienu formulējumu par ķīmiskajiem elementiem, konkretizēja zināšanas. sarežģītas un vienkāršas struktūras vielām.

Periodiskā likuma izmantošana ļāva atrisināt ķīmiskās prognozēšanas problēmu un noteikt zināmo ķīmisko elementu uzvedības iemeslu. Atomfizika, tostarp kodolenerģija, kļuva iespējama šī paša likuma rezultātā. Savukārt šīs zinātnes ļāva paplašināt šī likuma būtības apvāršņus un padziļināt tā izpratni.

Periodiskās tabulas elementu ķīmiskās īpašības

Būtībā ķīmiskie elementi ir savstarpēji saistīti ar tiem raksturīgajām īpašībām brīvā atoma vai jona stāvoklī, kas ir solvatēts vai hidratēts, vienkāršā vielā un formā, kādā var veidoties to daudzie savienojumi. Tomēr šīs īpašības parasti sastāv no divām parādībām: īpašībām, kas raksturīgas atomam brīvā stāvoklī un vienkāršai vielai. Ir daudz šāda veida īpašību veidu, bet vissvarīgākie ir:

  1. Atomu jonizācija un tās enerģija atkarībā no elementa stāvokļa tabulā, tā kārtas numura.
  2. Atoma un elektrona enerģijas afinitāte, kas, tāpat kā atomu jonizācija, ir atkarīga no elementa atrašanās vietas periodiskajā tabulā.
  3. Atoma elektronegativitāte, kurai nav nemainīgas vērtības, bet var mainīties atkarībā no dažādiem faktoriem.
  4. Atomu un jonu rādiusi - šeit, kā likums, tiek izmantoti empīriski dati, kas saistīti ar elektronu viļņu raksturu kustības stāvoklī.
  5. Vienkāršu vielu atomizācija - elementa reaktivitātes spēju apraksts.
  6. Oksidācijas stāvokļi ir formāla īpašība, taču tie parādās kā viena no svarīgākajām elementa īpašībām.
  7. Vienkāršu vielu oksidācijas potenciāls ir mērījums un norāde par vielas spēju darboties ūdens šķīdumos, kā arī redoksīpašību izpausmes līmeni.

Iekšējā un sekundārā tipa elementu periodiskums

Periodiskais likums dod izpratni par vēl vienu svarīgu dabas sastāvdaļu - iekšējo un sekundāro periodiskumu. Iepriekš minētās atomu īpašību izpētes jomas patiesībā ir daudz sarežģītākas, nekā varētu domāt. Tas ir saistīts ar faktu, ka tabulas elementi s, p, d maina savus kvalitatīvos raksturlielumus atkarībā no to pozīcijas periodā (iekšējais periodiskums) un grupā (sekundārais periodiskums). Piemēram, elementa s iekšējo pārejas procesu no pirmās grupas uz astoto uz p-elementu pavada minimālie un maksimālie punkti uz jonizētā atoma enerģijas līnijas līknes. Šī parādība parāda atoma īpašību izmaiņu periodiskuma iekšējo nestabilitāti atkarībā no tā stāvokļa attiecīgajā periodā.

Rezultāti

Tagad lasītājam ir skaidra izpratne un definīcija par to, kas ir Mendeļejeva periodiskais likums, viņš apzinās tā nozīmi cilvēkam un dažādu zinātņu attīstībai, un viņam ir priekšstats par tā mūsdienu noteikumiem un atklāšanas vēsturi.