Википедия

Периодический закон

15 Июл, 2025 / 02:41
У этого термина существуют и другие значения, см. Периодическая система (значения).

Периодический закон — фундаментальный закон природы, открытый Д. И. Менделеевым в 1869 году при сопоставлении свойств известных в то время химических элементов и величин их атомных масс.

image
Памятник на территории Словацкого технологического университета (Братислава), посвящённый Д. И. Менделееву

Определения

После открытия периодического закона Д. И. Менделеев два года совершенствовал его формулировку и окончательно оформил её в следующем виде (1871):

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

С развитием атомной физики и квантовой химии Периодический закон получил строгое теоретическое обоснование. Благодаря классическим работам Й. Ридберга (1897), А. Ван-ден-Брука (1913), Г. Мозли (1913) был раскрыт физический смысл порядкового (атомного) номера элемента. Позднее была создана квантово-механическая модель периодического изменения электронного строения атомов химических элементов по мере возрастания зарядов их ядер (Н. Бор, В. Паули, Э. Шрёдингер, В. Гейзенберг и др.). В настоящее время Периодический закон Д. И. Менделеева имеет следующую формулировку:

Свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ими простых веществ и соединений, находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов

Особенность Периодического закона среди других фундаментальных законов заключается в том, что он не имеет выражения в виде математического уравнения. Периодический закон универсален для Вселенной: как образно заметил известный русский химик Н. Д. Зелинский, Периодический закон явился «открытием взаимной связи всех атомов в мироздании». Графическим (табличным) выражением закона является разработанная Менделеевым периодическая система химических элементов. Всего предложено несколько сотен вариантов изображения периодической системы (аналитических кривых, таблиц, геометрических фигур и т. п.).

История

image
Таблица Дальтона (1806)

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

Триады Дёберейнера и первые системы элементов

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

Li Ca P S Cl
Na Sr As Se Br
K Ba Sb Te I

Сущность предложенного закона триад Дёберейнера состояла в том, что атомная масса среднего элемента триады была близка к полусумме (среднему арифметическому) атомных масс двух крайних элементов триады. Несмотря на то, что триады Дёберейнера в какой-то мере являются прообразами менделеевских групп, эти представления в целом ещё слишком несовершенны. Отсутствие магния в едином семействе кальция, стронция и бария или кислорода в семействе серы, селена и теллура является результатом искусственного ограничения совокупностей сходных элементов лишь тройственными союзами. Очень показательна в этом смысле неудача Дёберейнера выделить триаду из четырёх близких по своим свойствам элементов: P, As, Sb, Bi. Дёберейнер отчётливо видел глубокие аналогии в химических свойствах фосфора и мышьяка, сурьмы и висмута, но, заранее ограничив себя поисками триад, он не смог найти верного решения. Спустя полвека Лотар Майер скажет, что если бы Дёберейнер хоть ненадолго отвлёкся от своих триад, то он сразу же увидел бы сходство всех этих четырёх элементов одновременно.

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

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

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

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

«Земная спираль» де Шанкуртуа

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

Октавы Ньюлендса

image
Таблица Ньюлендса (1866)

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

image
Закон октав Ньюлендса

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

Таблицы Одлинга и Мейера

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

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

Валентность IV Валентность III Валентность II Валентность I Валентность I Валентность II Разность масс
I ряд Li Be ~16
II ряд C N O F Na Mg ~16
III ряд Si P S Cl K Ca ~45
IV ряд As Se Br Rb Sr ~45
V ряд Sn Sb Te I Cs Ba ~90
VI ряд Pb Bi Tl ~90

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

Открытие Периодического закона

image
Портрет Д. И. Менделеева (1861)
image
Д. И. Менделеев. Рукопись «Опыта системы элементов, основанной на их атомном весе и химическом сходстве». 17 февраля 1869 года (1 марта 1869 года)
image
Версия периодической системы Менделеева 1891 года. В ней нет благородных газов

1 марта (17 февраля) 1869 года Менделеевым был завершён самый первый целостный вариант Периодической системы химических элементов, который получил название «Опыт системы элементов, основанной на их атомном весе и химическом сходстве», в котором элементы были расставлены по девятнадцати горизонтальным рядам (рядам сходных элементов, ставших прообразами групп современной системы) и по шести вертикальным столбцам (прообразам будущих периодов). Эта дата знаменует собой открытие Менделеевым Периодического закона, но более верным считать эту дату началом открытия.

6 марта 1869 года (18 марта 1869 года) на заседании Русского химического общества профессором Н. А. Меншуткиным было зачитано сообщение от имени Д. И. Менделеева, в котором, как считается, было сделано сообщение об открытии Периодического закона химических элементов, однако по-видимому речь в это время шла более о замеченной закономерности, которая будет осмыслена учёным во время поездки конца февраля — начала марта 1869.

Согласно окончательной хронологии первых публикаций Таблицы Менделеева, 26-27 марта (14-15 марта) 1869 года в 1-м издании учебника Менделеева «Основы Химии» (ч. 1, вып. 2) была напечатана первая Таблица — она была утверждена вернувшимся около 10 марта в Петербург Менделеевым.

К этому времени учёный осознал и великое значение своего наблюдения, почему сразу по возвращении в Петербург Менделеев, в середине марта 1869, заказал в типографии «Общественная польза» отдельные листки с этой таблицей, которые были напечатаны 29 марта (17 марта) 1869 года специально для рассылки «многим химикам», чтобы тем самым утвердить научный приоритет Менделеева в открытии. Позднее, уже в начале мая 1869 года «Опыт системы элементов» был напечатан с химическим обоснованием в программной статье Менделеева «Соотношение свойств с атомным весом элементов» (журнал Русского химического общества).

В Европе Таблица Менделеева стала известна в апреле 1869 года: её первая публикация в международной печати, согласно точной хронологии, вышла в свет 17 апреля (5 апреля) 1869 года в лейпцигском «Журнале практической химии», став достоянием мировой науки.

В статье «Естественная система элементов и применение её к указанию свойств неоткрытых элементов», опубликованной 29 ноября 1870 года (11 декабря 1870 года) в «Журнале Русского химического общества», Менделеев впервые употребил термин «периодический закон» и указал на существование нескольких ещё не открытых элементов.

В августе 1871 года Менделеев написал итоговую статью «Периодическая законность химических элементов» (нем. Die periodische Gesetzmässigkeit der Elemente) и в 1872 году опубликовал её на немецком языке в журнале Annalen der Chemie und Pharmacie. В этой работе Менделеев дал формулировку периодического закона, остававшуюся в силе на протяжении более сорока лет:

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

Оригинальный текст (нем.)
Die Eigenschaften der Elemente (folglich auch der aus ihnen gebildeten einfachen und zusammengesetzten Körper) befinden sich in periodischer Abhängigkeit von deren Atomgewichten.

Тогда же Менделеев придал своей периодической таблице вид, ставший классическим (т. н. короткопериодный вариант).

В отличие от своих предшественников, Менделеев не только составил таблицу и указал на наличие несомненных закономерностей в численных величинах атомных масс, но и решился назвать эти закономерности общим законом природы. На основании предположения, что атомная масса предопределяет свойства элемента, он взял на себя смелость изменить принятые атомные веса некоторых элементов и подробно описать свойства не открытых ещё элементов. Для предсказания свойств простых веществ и соединений Менделеев исходил из того, что свойства каждого элемента являются промежуточными между соответствующими свойствами двух соседних элементов в группе периодической таблицы (то есть сверху и снизу) и одновременно двух соседних элементов в периоде (слева и справа) (т. н. «правило звезды»).

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

Развитие Периодического закона в XX веке

image
Порядок открытия химических элементов. Красные — известны с древности, оранжевые — известны во времена Лавуазье (1789), жёлтый — во времена Менделеева (1869), зелёный — к публикации Деминга (1923), синий — к таблице Сиборга (1945), серый — к 2000 году, фиолетовый — к 2012 году

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

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

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

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

image , где R — постоянная Ридберга, σ — постоянная экранирования.

Закон Мозли дал возможность экспериментально определить положение элементов в Периодической таблице.

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

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

Были разработаны полудлинный (см. выше) и длинный варианты Периодической Таблицы, состоящие из блоков (семейств), в которых внешние электронные орбитали атомов одинаковы по орбитальному квантовому числу (s, p, d и f). В s-блок входят щелочные и щёлочноземельные металлы, в d — переходные металлы, в f — лантаноиды и актиноиды, в p — остальные элементы.

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

Периодические свойства химических элементов

В принципе, свойства химического элемента объединяют все без исключения его характеристики в состоянии свободных атомов или ионов, гидратированных или сольватированных, в состоянии простого вещества, а также формы и свойства образуемых им многочисленных соединений. Но обычно под свойствами химического элемента подразумевают, во-первых, свойства его свободных атомов и, во-вторых, свойства простого вещества. Большинство этих свойств проявляет явную периодическую зависимость от атомных номеров химических элементов. Среди этих свойств наиболее важными, имеющими особое значение при объяснении или предсказании химического поведения элементов и образуемых ими соединений являются:

Проявления периодического закона в отношении энергии ионизации

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

Проявления периодического закона в отношении энергии сродства к электрону

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

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

Наибольшим сродством к электрону обладают p-элементы VII группы. Наименьшее сродство к электрону у атомов с конфигурацией s2 (Be, Mg, Zn) и s2p6 (Ne, Ar) или с наполовину заполненными p-орбиталями (N, P, As):

Li Be B C N O F Ne
Электронная конфигурация s1 s2 s2p1 s2p2 s2p3 s2p4 s2p5 s2p6
ε, эВ -0,59 0,19 -0,30 -1,27 0,21 -1,47 -3,45 0,22

Проявления периодического закона в отношении электроотрицательности

image
Шкала электроотрицательности по Полингу

Строго говоря, элементу нельзя приписать постоянную электроотрицательность. Электроотрицательность атома зависит от многих факторов, в частности от валентного состояния атома, формальной степени окисления, координационного числа, природы лигандов, составляющих окружение атома в молекулярной системе, и от некоторых других. В последнее время всё чаще для характеристики электроотрицательности используют так называемую орбитальную электроотрицательность, зависящую от типа атомной орбитали, участвующей в образовании связи, и от её электронной заселённости, то есть от того, занята атомная орбиталь неподелённой электронной парой, однократно заселена неспаренным электроном или является вакантной. Но, несмотря на известные трудности в интерпретации и определении электроотрицательности, она всегда остаётся необходимой для качественного описания и предсказания природы связей в молекулярной системе, включая энергию связи, распределение электронного заряда и степень ионности, силовую постоянную и т. д.

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

В периодах наблюдается общая тенденция роста электроотрицательности, а в подгруппах — её падение. Наименьшая электроотрицательность у s-элементов I группы, наибольшая — у p-элементов VII группы.

Проявления периодического закона в отношении атомных и ионных радиусов

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

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

Проявления периодического закона в отношении энергии атомизации

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

Проявления периодического закона в отношении степени окисления

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

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

Проявления периодического закона в отношении окислительного потенциала

Na/Na+(aq) Mg/Mg2+(aq) Al/Al3+(aq)
2,71В 2,37В 1,66В
K/K+(aq) Ca/Ca2+(aq) Sc/Sc3+(aq)
2,93В 2,87В 2,08В

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

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

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

Внутренняя и вторичная периодичность

s- и р-элементы

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

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

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

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

image
Схема строения последних уровней бериллия, 9.32 эВ (слева) и бора, 8,29 эВ (справа)

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

Понятно, что экранирование ядра возрастает с увеличением числа внутренних электронных слоёв. Поэтому в подгруппах s- и р-элементов наблюдается тенденция к уменьшению энергии ионизации атомов.

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

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

Эффектом экранирования и взаимного отталкивания электронов одной орбитали объясняется также внутреннепериодический характер изменения по периоду атомных радиусов.

image
Зависимость первой энергии ионизации атомов от атомного номера

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

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

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

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

d-Элементы

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

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

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

22Ti …3d24s2 I = 6,82 эВ
40Zr …3d104s24p64d25s2 I = 6,84 эВ
72Hf… 4d104f145s25p65d26s2 I = 7,5 эВ

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

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

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

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

См. также

  • Периодичность
  • Список химических элементов по атомным номерам
  • Хронология открытия химических элементов
  • Блок периодической таблицы

Примечания

  1. Менделеев Д. И. Периодический закон. — М.: Издательство Академии наук СССР, 1958. — С. 111. — (Классики науки). — 7000 экз.
  2. В книге В. М. Потапов, Г. Н. Хомченко «Химия», М. 1982 (стр. 26) утверждается, что их более 400.
  3. Иоганн-Вольфганг ДЁБЕРЕЙНЕР. Дата обращения: 12 мая 2009. Архивировано 15 октября 2008 года.
  4. Краткий очерк истории химии. Дата обращения: 12 мая 2009. Архивировано 31 мая 2009 года.
  5. Периодическая система элементов
  6. Первые попытки систематизации элементов. Дата обращения: 12 мая 2009. Архивировано 6 февраля 2009 года.
  7. Периодическая система элементов / Д. Н. Трифонов // Большая Советская Энциклопедия / гл. ред. А. М. Прохоров. — 3-е изд. — М. : Советская Энциклопедия, 1975. — Т. 19 : Отоми — Пластырь. — С. 413—417. — 630 000 экз.
  8. Трифонов Д. Н. Несостоявшееся выступление Менделеева (6 (18) марта 1869 г.) Архивная копия от 18 марта 2014 на Wayback Machine // Химия, № 04 (699), 16-28.02.2006
  9. Дружинин П.А. Загадка «Таблицы Менделеева»: История публикации открытия Д.И. Менделеевым Периодического закона. — Москва: Новое Литературное Обозрение, 2019. — 164 с. — ISBN 978-5-4448-0976-1.
  10. Менделеев, Д. Соотношение свойств с атомным весом элементов // Журнал Русского Химического Общества (Journal of the Russian Chemical Society) : журнал. — 1869. — Т. 1. — С. 60—77. Архивировано 27 февраля 2021 года.
  11. Дружинин П.А. Загадка «Таблицы Менделеева»: История публикации открытия Д.И. Менделеевым Периодического закона. — Москва: Новое Литературное Обозрение, 2019. — 164 с. — ISBN 978-5-4448-0976-1.
  12. Mendeleev, Dmitri. Versuche eines Systems der Elemente nach ihren Atomgewichten und chemischen Functionen (нем.) // [англ.] : magazin. — 1869. — Bd. 106. — S. 251.
  13. Менделеев Д. И. Естественная система элементов и применение её к указанию свойств неоткрытых элементов // Журнал Русского химического общества. — 1871. — Т. III. — С. 25—56. Архивировано 17 марта 2014 года.
  14. Периодический закон химических элементов // Энциклопедический словарь юного химика. 2-е изд. / Сост. В. А. Крицман, В. В. Станцо. — М.: Педагогика, 1990. — С. 185. — ISBN 5-7155-0292-6.
  15. D. Mendelejeff. Die periodische Gesetzmässigkeit der Elemente (нем.) // [англ.] : magazin. — 1872. — Bd. VIII. Supplementbandes zweites Heft. — S. 144. Архивировано 4 марта 2021 года.
  16. Вильям Рамзай. Биография (англ.). Дата обращения: 12 мая 2009. Архивировано 7 января 2010 года.
  17. Периодическое изменение свойств химических элементов. Дата обращения: 12 мая 2009. Архивировано 11 февраля 2009 года.
  18. Многоэлектронные атомы. Дата обращения: 12 мая 2009. Архивировано из оригинала 4 июня 2009 года.
  19. Особенности электронного строения атомов хрома, меди и некоторых других элементов. Дата обращения: 12 мая 2009. Архивировано 21 февраля 2009 года.
  20. Интерметаллиды. Дата обращения: 12 мая 2009. Архивировано 10 ноября 2014 года.
  21. Атомная физика. Дата обращения: 12 мая 2009. Архивировано 3 марта 2009 года.
  22. Основные понятия и законы химии. Дата обращения: 12 мая 2009. Архивировано из оригинала 4 мая 2009 года.
  23. Периодическая система химических элементов. Дата обращения: 12 мая 2009. Архивировано 10 ноября 2014 года.
  24. Химия. Дата обращения: 12 мая 2009. Архивировано из оригинала 17 апреля 2009 года.
  25. Периодический закон Д. И. Менделеева. Дата обращения: 6 мая 2009. Архивировано из оригинала 16 февраля 2009 года.
  26. d-Элементы. Дата обращения: 12 мая 2009. Архивировано 26 июня 2006 года.

Литература

  • Ахметов Н. С. Актуальные вопросы курса неорганической химии. — М.: Просвещение, 1991. — 224 с — ISBN 5-09-002630-0
  • Дружинин П.А. Загадка «Таблицы Менделеева»: История публикации открытия Д.И. Менделеевым Периодического закона. — Москва: Новое Литературное Обозрение, 2019. — 164 с. — ISBN 978-5-4448-0976-1.
  • Корольков Д. В. Основы неорганической химии. — М.: Просвещение, 1982. — 271 с.
  • Менделеев Д. И. Основы химии, т. 2. М.: Госхимиздат, 1947. 389 c.
  • Менделеев Д.И. Периодическая законность химических элементов // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : в 86 т. (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.

Ссылки

  • Менделеев Д. И. Периодический закон: В 3 т. на сайте Руниверс
  • Периодический закон Д. И. Менделеева
  • Периодический закон Менделеева и периодическая система элементов
  • Периодический закон Менделеева
  • Закон Менделеева — закон природы
  • Периодический закон Менделеева в свете синергетической теории информации

Википедия, чтение, книга, библиотека, поиск, нажмите, истории, книги, статьи, wikipedia, учить, информация, история, скачать, скачать бесплатно, mp3, видео, mp4, 3gp, jpg, jpeg, gif, png, картинка, музыка, песня, фильм, игра, игры, мобильный, телефон, Android, iOS, apple, мобильный телефон, Samsung, iphone, xiomi, xiaomi, redmi, honor, oppo, nokia, sonya, mi, ПК, web, Сеть, компьютер, Информация о Периодический закон, Что такое Периодический закон? Что означает Периодический закон?

U etogo termina sushestvuyut i drugie znacheniya sm Periodicheskaya sistema znacheniya Periodicheskij zakon fundamentalnyj zakon prirody otkrytyj D I Mendeleevym v 1869 godu pri sopostavlenii svojstv izvestnyh v to vremya himicheskih elementov i velichin ih atomnyh mass Pamyatnik na territorii Slovackogo tehnologicheskogo universiteta Bratislava posvyashyonnyj D I MendeleevuOpredeleniyaPosle otkrytiya periodicheskogo zakona D I Mendeleev dva goda sovershenstvoval ego formulirovku i okonchatelno oformil eyo v sleduyushem vide 1871 Svojstva elementov a potomu i svojstva obrazuemyh imi prostyh i slozhnyh tel stoyat v periodicheskoj zavisimosti ot ih atomnogo vesa S razvitiem atomnoj fiziki i kvantovoj himii Periodicheskij zakon poluchil strogoe teoreticheskoe obosnovanie Blagodarya klassicheskim rabotam J Ridberga 1897 A Van den Bruka 1913 G Mozli 1913 byl raskryt fizicheskij smysl poryadkovogo atomnogo nomera elementa Pozdnee byla sozdana kvantovo mehanicheskaya model periodicheskogo izmeneniya elektronnogo stroeniya atomov himicheskih elementov po mere vozrastaniya zaryadov ih yader N Bor V Pauli E Shryodinger V Gejzenberg i dr V nastoyashee vremya Periodicheskij zakon D I Mendeleeva imeet sleduyushuyu formulirovku Svojstva himicheskih elementov a takzhe formy i svojstva obrazuemyh imi prostyh veshestv i soedinenij nahodyatsya v periodicheskoj zavisimosti ot velichiny zaryadov yader ih atomov Osobennost Periodicheskogo zakona sredi drugih fundamentalnyh zakonov zaklyuchaetsya v tom chto on ne imeet vyrazheniya v vide matematicheskogo uravneniya Periodicheskij zakon universalen dlya Vselennoj kak obrazno zametil izvestnyj russkij himik N D Zelinskij Periodicheskij zakon yavilsya otkrytiem vzaimnoj svyazi vseh atomov v mirozdanii Graficheskim tablichnym vyrazheniem zakona yavlyaetsya razrabotannaya Mendeleevym periodicheskaya sistema himicheskih elementov Vsego predlozheno neskolko soten variantov izobrazheniya periodicheskoj sistemy analiticheskih krivyh tablic geometricheskih figur i t p IstoriyaTablica Daltona 1806 Poiski osnovy estestvennoj klassifikacii i sistematizacii himicheskih elementov nachalis zadolgo do otkrytiya Periodicheskogo zakona Trudnosti s kotorymi stalkivalis estestvoispytateli kotorye pervymi rabotali v etoj oblasti byli vyzvany nedostatochnostyu eksperimentalnyh dannyh v nachale XIX veka chislo izvestnyh himicheskih elementov bylo malo a prinyatye znacheniya atomnyh mass mnogih elementov neverny Triady Dyoberejnera i pervye sistemy elementov V 1829 godu nemeckij himik Iogann Volfgang Dyoberejner predprinyal pervuyu znachimuyu popytku sistematizacii elementov On zametil chto nekotorye shodnye po svoim svojstvam elementy mozhno obedinit po tri v gruppy kotorye on nazval triadami Li Ca P S ClNa Sr As Se BrK Ba Sb Te I Sushnost predlozhennogo zakona triad Dyoberejnera sostoyala v tom chto atomnaya massa srednego elementa triady byla blizka k polusumme srednemu arifmeticheskomu atomnyh mass dvuh krajnih elementov triady Nesmotrya na to chto triady Dyoberejnera v kakoj to mere yavlyayutsya proobrazami mendeleevskih grupp eti predstavleniya v celom eshyo slishkom nesovershenny Otsutstvie magniya v edinom semejstve kalciya stronciya i bariya ili kisloroda v semejstve sery selena i tellura yavlyaetsya rezultatom iskusstvennogo ogranicheniya sovokupnostej shodnyh elementov lish trojstvennymi soyuzami Ochen pokazatelna v etom smysle neudacha Dyoberejnera vydelit triadu iz chetyryoh blizkih po svoim svojstvam elementov P As Sb Bi Dyoberejner otchyotlivo videl glubokie analogii v himicheskih svojstvah fosfora i myshyaka surmy i vismuta no zaranee ogranichiv sebya poiskami triad on ne smog najti vernogo resheniya Spustya polveka Lotar Majer skazhet chto esli by Dyoberejner hot nenadolgo otvlyoksya ot svoih triad to on srazu zhe uvidel by shodstvo vseh etih chetyryoh elementov odnovremenno Hotya razbit vse izvestnye elementy na triady Dyoberejneru estestvenno ne udalos zakon triad yavno ukazyval na nalichie vzaimosvyazi mezhdu atomnoj massoj i svojstvami elementov i ih soedinenij Vse dalnejshie popytki sistematizacii osnovyvalis na razmeshenii elementov v sootvetstvii s ih atomnymi massami Idei Dyoberejnera byli razvity drugim nemeckim himikom Leopoldom Gmelinom kotoryj pokazal chto vzaimosvyaz mezhdu svojstvami elementov i ih atomnymi massami znachitelno slozhnee nezheli triady V 1843 godu Gmelin opublikoval tablicu v kotoroj himicheski shodnye elementy byli rasstavleny po gruppam v poryadke vozrastaniya soedinitelnyh ekvivalentnyh vesov Elementy sostavlyali triady a takzhe tetrady i pentady gruppy iz chetyryoh i pyati elementov prichyom elektrootricatelnost elementov v tablice plavno izmenyalas sverhu vniz V 1850 h godah Maks fon Pettenkofer i Zhan Dyuma predlozhili differencialnye sistemy napravlennye na vyyavlenie obshih zakonomernostej v izmenenii atomnogo vesa elementov kotorye detalno razrabotali nemeckie himiki Adolf Shtrekker i Gustav Chermak V nachale 60 h godov XIX veka poyavilos srazu neskolko rabot kotorye neposredstvenno predshestvovali Periodicheskomu zakonu Zemnaya spiral de Shankurtua Aleksandr de Shankurtua raspolagal vse izvestnye v to vremya himicheskie elementy v edinoj posledovatelnosti vozrastaniya ih atomnyh mass i poluchennyj ryad nanosil na poverhnost cilindra po linii ishodyashej iz ego osnovaniya pod uglom 45 k ploskosti osnovaniya lat vis tellurique zemnaya spiral Pri razvyortyvanii poverhnosti cilindra okazyvalos chto na vertikalnyh liniyah parallelnyh osi cilindra nahodilis himicheskie elementy so shodnymi svojstvami Tak na odnu vertikal popadali litij natrij kalij berillij magnij kalcij kislorod sera selen tellur i t d Nedostatkom spirali de Shankurtua bylo to obstoyatelstvo chto na odnoj linii s blizkimi po svoej himicheskoj prirode elementami okazyvalis pri etom i elementy sovsem inogo himicheskogo povedeniya V gruppu shelochnyh metallov popadal marganec v gruppu kisloroda i sery nichego obshego s nimi ne imeyushij titan Oktavy Nyulendsa Tablica Nyulendsa 1866 Vskore posle spirali de Shankurtua anglijskij uchyonyj Dzhon Nyulends sdelal popytku sopostavit himicheskie svojstva elementov s ih atomnymi massami Raspolozhiv elementy v poryadke vozrastaniya ih atomnyh mass Nyulends zametil chto shodstvo v svojstvah proyavlyaetsya mezhdu kazhdym vosmym elementom Najdennuyu zakonomernost Nyulends nazval zakonom oktav po analogii s semyu intervalami muzykalnoj gammy V svoej tablice on raspolagal himicheskie elementy v vertikalnye gruppy po sem elementov v kazhdoj i pri etom obnaruzhil chto pri nebolshom izmenenii poryadka nekotoryh elementov shodnye po himicheskim svojstvam elementy okazyvayutsya na odnoj gorizontalnoj linii Zakon oktav Nyulendsa Dzhon Nyulends bezuslovno pervym dal ryad elementov raspolozhennyh v poryadke vozrastaniya atomnyh mass prisvoil himicheskim elementam sootvetstvuyushij poryadkovyj nomer i zametil sistematicheskoe sootnoshenie mezhdu etim poryadkom i fiziko himicheskimi svojstvami elementov On pisal chto v takoj posledovatelnosti povtoryayutsya svojstva elementov ekvivalentnye vesa massy kotoryh otlichayutsya na 7 edinic ili na znachenie kratnoe 7 to est kak budto by vosmoj po poryadku element povtoryaet svojstva pervogo kak v muzyke vosmaya nota povtoryaet pervuyu Nyulends pytalsya pridat etoj zavisimosti dejstvitelno imeyushej mesto dlya lyogkih elementov vseobshij harakter V ego tablice v gorizontalnyh ryadah raspolagalis shodnye elementy odnako v tom zhe ryadu chasto okazyvalis i elementy sovershenno otlichnye po svojstvam Krome togo v nekotoryh yachejkah Nyulends vynuzhden byl razmestit po dva elementa nakonec tablica ne soderzhala svobodnyh mest v itoge zakon oktav byl prinyat chrezvychajno skepticheski Tablicy Odlinga i Mejera V 1864 godu Uilyam Odling opublikoval tablicu v kotoroj elementy byli razmesheny soglasno ih atomnym vesam i shodstvu himicheskih svojstv ne soprovodiv eyo odnako kakimi libo kommentariyami V tom zhe 1864 godu poyavilas pervaya tablica nemeckogo himika Lotara Mejera v neyo byli vklyucheny 28 elementov razmeshyonnye v shest stolbcov soglasno ih valentnostyam Mejer namerenno ogranichil chislo elementov v tablice chtoby podcherknut zakonomernoe analogichnoe triadam Dyoberejnera izmenenie atomnoj massy v ryadah shodnyh elementov Valentnost IV Valentnost III Valentnost II Valentnost I Valentnost I Valentnost II Raznost massI ryad Li Be 16II ryad C N O F Na Mg 16III ryad Si P S Cl K Ca 45IV ryad As Se Br Rb Sr 45V ryad Sn Sb Te I Cs Ba 90VI ryad Pb Bi Tl 90 V 1870 godu vyshla rabota Mejera soderzhashaya novuyu tablicu pod nazvaniem Priroda elementov kak funkciya ih atomnogo vesa sostoyavshaya iz devyati vertikalnyh stolbcov Shodnye elementy raspolagalis v gorizontalnyh ryadah tablicy nekotorye yachejki Mejer ostavil nezapolnennymi Tablica soprovozhdalas grafikom zavisimosti atomnogo obyoma elementa ot atomnogo vesa imeyushij harakternyj piloobraznyj vid prekrasno illyustriruyushij termin periodichnost uzhe predlozhennyj k tomu vremeni Mendeleevym Otkrytie Periodicheskogo zakona Portret D I Mendeleeva 1861 D I Mendeleev Rukopis Opyta sistemy elementov osnovannoj na ih atomnom vese i himicheskom shodstve 17 fevralya 1869 goda 1 marta 1869 goda Versiya periodicheskoj sistemy Mendeleeva 1891 goda V nej net blagorodnyh gazov 1 marta 17 fevralya 1869 goda Mendeleevym byl zavershyon samyj pervyj celostnyj variant Periodicheskoj sistemy himicheskih elementov kotoryj poluchil nazvanie Opyt sistemy elementov osnovannoj na ih atomnom vese i himicheskom shodstve v kotorom elementy byli rasstavleny po devyatnadcati gorizontalnym ryadam ryadam shodnyh elementov stavshih proobrazami grupp sovremennoj sistemy i po shesti vertikalnym stolbcam proobrazam budushih periodov Eta data znamenuet soboj otkrytie Mendeleevym Periodicheskogo zakona no bolee vernym schitat etu datu nachalom otkrytiya 6 marta 1869 goda 18 marta 1869 goda na zasedanii Russkogo himicheskogo obshestva professorom N A Menshutkinym bylo zachitano soobshenie ot imeni D I Mendeleeva v kotorom kak schitaetsya bylo sdelano soobshenie ob otkrytii Periodicheskogo zakona himicheskih elementov odnako po vidimomu rech v eto vremya shla bolee o zamechennoj zakonomernosti kotoraya budet osmyslena uchyonym vo vremya poezdki konca fevralya nachala marta 1869 Soglasno okonchatelnoj hronologii pervyh publikacij Tablicy Mendeleeva 26 27 marta 14 15 marta 1869 goda v 1 m izdanii uchebnika Mendeleeva Osnovy Himii ch 1 vyp 2 byla napechatana pervaya Tablica ona byla utverzhdena vernuvshimsya okolo 10 marta v Peterburg Mendeleevym K etomu vremeni uchyonyj osoznal i velikoe znachenie svoego nablyudeniya pochemu srazu po vozvrashenii v Peterburg Mendeleev v seredine marta 1869 zakazal v tipografii Obshestvennaya polza otdelnye listki s etoj tablicej kotorye byli napechatany 29 marta 17 marta 1869 goda specialno dlya rassylki mnogim himikam chtoby tem samym utverdit nauchnyj prioritet Mendeleeva v otkrytii Pozdnee uzhe v nachale maya 1869 goda Opyt sistemy elementov byl napechatan s himicheskim obosnovaniem v programmnoj state Mendeleeva Sootnoshenie svojstv s atomnym vesom elementov zhurnal Russkogo himicheskogo obshestva V Evrope Tablica Mendeleeva stala izvestna v aprele 1869 goda eyo pervaya publikaciya v mezhdunarodnoj pechati soglasno tochnoj hronologii vyshla v svet 17 aprelya 5 aprelya 1869 goda v lejpcigskom Zhurnale prakticheskoj himii stav dostoyaniem mirovoj nauki V state Estestvennaya sistema elementov i primenenie eyo k ukazaniyu svojstv neotkrytyh elementov opublikovannoj 29 noyabrya 1870 goda 11 dekabrya 1870 goda v Zhurnale Russkogo himicheskogo obshestva Mendeleev vpervye upotrebil termin periodicheskij zakon i ukazal na sushestvovanie neskolkih eshyo ne otkrytyh elementov V avguste 1871 goda Mendeleev napisal itogovuyu statyu Periodicheskaya zakonnost himicheskih elementov nem Die periodische Gesetzmassigkeit der Elemente i v 1872 godu opublikoval eyo na nemeckom yazyke v zhurnale Annalen der Chemie und Pharmacie V etoj rabote Mendeleev dal formulirovku periodicheskogo zakona ostavavshuyusya v sile na protyazhenii bolee soroka let Svojstva elementov a potomu i svojstva obrazuemyh imi prostyh i slozhnyh tel stoyat v periodicheskoj zavisimosti ot ih atomnogo vesa Originalnyj tekst nem Die Eigenschaften der Elemente folglich auch der aus ihnen gebildeten einfachen und zusammengesetzten Korper befinden sich in periodischer Abhangigkeit von deren Atomgewichten Togda zhe Mendeleev pridal svoej periodicheskoj tablice vid stavshij klassicheskim t n korotkoperiodnyj variant V otlichie ot svoih predshestvennikov Mendeleev ne tolko sostavil tablicu i ukazal na nalichie nesomnennyh zakonomernostej v chislennyh velichinah atomnyh mass no i reshilsya nazvat eti zakonomernosti obshim zakonom prirody Na osnovanii predpolozheniya chto atomnaya massa predopredelyaet svojstva elementa on vzyal na sebya smelost izmenit prinyatye atomnye vesa nekotoryh elementov i podrobno opisat svojstva ne otkrytyh eshyo elementov Dlya predskazaniya svojstv prostyh veshestv i soedinenij Mendeleev ishodil iz togo chto svojstva kazhdogo elementa yavlyayutsya promezhutochnymi mezhdu sootvetstvuyushimi svojstvami dvuh sosednih elementov v gruppe periodicheskoj tablicy to est sverhu i snizu i odnovremenno dvuh sosednih elementov v periode sleva i sprava t n pravilo zvezdy D I Mendeleev na protyazhenii mnogih let borolsya za priznanie Periodicheskogo zakona ego idei poluchili priznanie tolko posle togo kak byli otkryty predskazannye Mendeleevym elementy ekaalyuminij ekabor i ekasilicij sootvetstvenno gallij Pol Lekok de Buabodran 1875 skandij Lars Nilson 1879 i germanij Klemens Vinkler 1886 S serediny 1880 h godov Periodicheskij zakon byl okonchatelno priznan v kachestve odnoj iz teoreticheskih osnov himii Razvitie Periodicheskogo zakona v XX veke Poryadok otkrytiya himicheskih elementov Krasnye izvestny s drevnosti oranzhevye izvestny vo vremena Lavuaze 1789 zhyoltyj vo vremena Mendeleeva 1869 zelyonyj k publikacii Deminga 1923 sinij k tablice Siborga 1945 seryj k 2000 godu fioletovyj k 2012 godu V nachale XX veka Periodicheskaya sistema elementov neodnokratno vidoizmenyalas dlya privedeniya v sootvetstvie s novejshimi nauchnymi dannymi D I Mendeleev i U Ramzaj prishli k vyvodu o neobhodimosti obrazovaniya v tablice nulevoj gruppy elementov v kotoruyu voshli inertnye gazy Inertnye gazy yavilis takim obrazom elementami perehodnymi mezhdu galogenami i shelochnymi metallami B Brauner nashyol reshenie problemy razmesheniya v tablice vseh redkozemelnyh elementov predlozhiv v 1902 godu pomeshat ih v odnu yachejku v predlozhennom im variante tablicy shestoj period tablicy byl dlinnee chem chetvyortyj i pyatyj kotorye v svoyu ochered dlinnee chem vtoroj i tretij periody Dalnejshee razvitie Periodicheskogo zakona bylo svyazano s uspehami fiziki ustanovlenie delimosti atoma na osnovanii otkrytiya elektrona i radioaktivnosti v konce koncov pozvolilo ponyat prichiny periodichnosti svojstv himicheskih elementov i sozdat teoriyu Periodicheskoj sistemy Dlya himii seryoznuyu problemu sostavlyala neobhodimost razmesheniya v Periodicheskoj tablice mnogochislennyh produktov radioaktivnogo raspada imeyushih blizkie atomnye massy no znachitelno otlichayushihsya periodami poluraspada T Svedberg v 1909 godu dokazal chto svinec i neon poluchennye v rezultate radioaktivnogo raspada i otlichayushiesya po velichine atomnyh mass ot obychnyh elementov himicheski im polnostyu tozhdestvenny V 1911 godu F Soddi predlozhil razmeshat himicheski nerazlichimye elementy imeyushie razlichnye atomnye massy izotopy v odnoj yachejke tablicy V 1913 godu anglijskij fizik G Mozli ustanovil chto koren iz harakteristicheskoj chastoty rentgenovskogo izlucheniya elementa n linejno zavisit ot celochislennoj velichiny atomnogo nomera Z kotoryj sovpadaet s nomerom elementa v Periodicheskoj tablice n R Z s 2 1m2 1n2 displaystyle nu R Z sigma 2 left frac 1 m 2 frac 1 n 2 right gde R postoyannaya Ridberga s postoyannaya ekranirovaniya Zakon Mozli dal vozmozhnost eksperimentalno opredelit polozhenie elementov v Periodicheskoj tablice Atomnyj nomer sovpadayushij kak predpolozhil v 1911 godu gollandskij fizik A Van den Bruk s velichinoj polozhitelnogo zaryada yadra atoma stal osnovoj klassifikacii himicheskih elementov V 1920 godu anglijskij fizik Dzh Chedvik eksperimentalno podtverdil gipotezu Van den Bruka tem samym byl raskryt fizicheskij smysl poryadkovogo nomera elementa v Periodicheskoj sisteme Periodicheskij zakon poluchil sovremennuyu formulirovku Svojstva prostyh veshestv a takzhe formy i svojstva soedinenij elementov nahodyatsya v periodicheskoj zavisimosti ot zaryada yader atomov elementov V 1921 1923 godah osnovyvayas na modeli atoma Bora Zommerfelda predstavlyayushej soboj kompromiss mezhdu klassicheskimi i kvantovymi predstavleniyami N Bor zalozhil osnovy formalnoj teorii Periodicheskoj sistemy Prichina periodichnosti svojstv elementov kak pokazal Bor zaklyuchalas v periodicheskom povtorenii stroeniya vneshnego elektronnogo urovnya atoma Byli razrabotany poludlinnyj sm vyshe i dlinnyj varianty Periodicheskoj Tablicy sostoyashie iz blokov semejstv v kotoryh vneshnie elektronnye orbitali atomov odinakovy po orbitalnomu kvantovomu chislu s p d i f V s blok vhodyat shelochnye i shyolochnozemelnye metally v d perehodnye metally v f lantanoidy i aktinoidy v p ostalnye elementy V seredine XX veka V M Klechkovskij empiricheski ustanovil i teoreticheski obosnoval pravilo opisyvayushee posledovatelnost zapolneniya elektronnyh orbitalej atomov po mere rosta zaryada yadra V otlichie ot predydushih podhodov eto pravilo uchityvaet vzaimodejstvie mezhdu elektronami v atome Periodicheskie svojstva himicheskih elementovV principe svojstva himicheskogo elementa obedinyayut vse bez isklyucheniya ego harakteristiki v sostoyanii svobodnyh atomov ili ionov gidratirovannyh ili solvatirovannyh v sostoyanii prostogo veshestva a takzhe formy i svojstva obrazuemyh im mnogochislennyh soedinenij No obychno pod svojstvami himicheskogo elementa podrazumevayut vo pervyh svojstva ego svobodnyh atomov i vo vtoryh svojstva prostogo veshestva Bolshinstvo etih svojstv proyavlyaet yavnuyu periodicheskuyu zavisimost ot atomnyh nomerov himicheskih elementov Sredi etih svojstv naibolee vazhnymi imeyushimi osoboe znachenie pri obyasnenii ili predskazanii himicheskogo povedeniya elementov i obrazuemyh imi soedinenij yavlyayutsya energiya ionizacii atomov energiya srodstva atomov k elektronu elektrootricatelnost atomnye i ionnye radiusy energiya atomizacii prostyh veshestv stepeni okisleniya okislitelnye potencialy prostyh veshestv Proyavleniya periodicheskogo zakona v otnoshenii energii ionizacii Zavisimost energii ionizacii atoma ot poryadkovogo nomera elementa nosit otchyotlivo periodicheskij harakter Legche vsego udalit elektron iz atomov shelochnyh metallov vklyuchayushih po odnomu valentnomu elektronu trudnee vsego iz atomov blagorodnyh gazov obladayushih zamknutoj elektronnoj obolochkoj Poetomu periodichnost izmeneniya energii ionizacii atomov harakterizuetsya minimumami otvechayushimi shelochnym metallam i maksimumami prihodyashimisya na blagorodnye gazy Naryadu s etimi rezko vyrazhennymi minimumami i maksimumami na krivoj energii ionizacii atomov nablyudayutsya slabo vyrazhennye minimumy i maksimumy kotorye po prezhnemu netrudno obyasnit s uchyotom upomyanutyh effektov ekranirovaniya i proniknoveniya effektov mezhelektronnyh vzaimodejstvij i t d Proyavleniya periodicheskogo zakona v otnoshenii energii srodstva k elektronu Zavisimost srodstva k elektronu atoma ot atomnogo nomera elementa ekzoeffekt ukazan so znakom minus endoeffekt so znakom plyus Periodichnost znachenij energij srodstva atomov k elektronu obyasnyaetsya estestvenno temi zhe samymi faktorami kotorye uzhe byli otmecheny pri obsuzhdenii ionizacionnyh potencialov sm opredelenie energii srodstva k elektronu Naibolshim srodstvom k elektronu obladayut p elementy VII gruppy Naimenshee srodstvo k elektronu u atomov s konfiguraciej s2 Be Mg Zn i s2p6 Ne Ar ili s napolovinu zapolnennymi p orbitalyami N P As Li Be B C N O F NeElektronnaya konfiguraciya s1 s2 s2p1 s2p2 s2p3 s2p4 s2p5 s2p6e eV 0 59 0 19 0 30 1 27 0 21 1 47 3 45 0 22Proyavleniya periodicheskogo zakona v otnoshenii elektrootricatelnosti Shkala elektrootricatelnosti po Polingu Strogo govorya elementu nelzya pripisat postoyannuyu elektrootricatelnost Elektrootricatelnost atoma zavisit ot mnogih faktorov v chastnosti ot valentnogo sostoyaniya atoma formalnoj stepeni okisleniya koordinacionnogo chisla prirody ligandov sostavlyayushih okruzhenie atoma v molekulyarnoj sisteme i ot nekotoryh drugih V poslednee vremya vsyo chashe dlya harakteristiki elektrootricatelnosti ispolzuyut tak nazyvaemuyu orbitalnuyu elektrootricatelnost zavisyashuyu ot tipa atomnoj orbitali uchastvuyushej v obrazovanii svyazi i ot eyo elektronnoj zaselyonnosti to est ot togo zanyata atomnaya orbital nepodelyonnoj elektronnoj paroj odnokratno zaselena nesparennym elektronom ili yavlyaetsya vakantnoj No nesmotrya na izvestnye trudnosti v interpretacii i opredelenii elektrootricatelnosti ona vsegda ostayotsya neobhodimoj dlya kachestvennogo opisaniya i predskazaniya prirody svyazej v molekulyarnoj sisteme vklyuchaya energiyu svyazi raspredelenie elektronnogo zaryada i stepen ionnosti silovuyu postoyannuyu i t d Periodichnost atomnoj elektrootricatelnosti yavlyaetsya vazhnoj sostavnoj chastyu periodicheskogo zakona i legko mozhet byt obyasnena ishodya iz neprelozhnoj hotya i ne sovsem odnoznachnoj zavisimosti znachenij elektrootricatelnosti ot sootvetstvuyushih znachenij energij ionizacii i srodstva k elektronu V periodah nablyudaetsya obshaya tendenciya rosta elektrootricatelnosti a v podgruppah eyo padenie Naimenshaya elektrootricatelnost u s elementov I gruppy naibolshaya u p elementov VII gruppy Proyavleniya periodicheskogo zakona v otnoshenii atomnyh i ionnyh radiusov Periodicheskij harakter izmeneniya razmerov atomov i ionov izvesten davno Slozhnost zdes sostoit v tom chto iz za volnovoj prirody elektronnogo dvizheniya atomy ne imeyut strogo opredelyonnyh razmerov Tak kak neposredstvennoe opredelenie absolyutnyh razmerov radiusov izolirovannyh atomov nevozmozhno v dannom sluchae chasto ispolzuyut ih empiricheskie znacheniya Ih poluchayut iz izmerennyh mezhyadernyh rasstoyanij v kristallah i svobodnyh molekulah razbivaya kazhdoe mezhyadernoe rasstoyanie na dve chasti i priravnivaya odnu iz nih k radiusu pervogo iz dvuh svyazannyh sootvetstvuyushej himicheskoj svyazyu atoma a druguyu k radiusu vtorogo atoma Pri takom razdelenii uchityvayut razlichnye faktory vklyuchaya prirodu himicheskoj svyazi stepeni okisleniya dvuh svyazannyh atomov harakter koordinacii kazhdogo iz nih i t d Takim sposobom poluchayut tak nazyvaemye metallicheskie kovalentnye ionnye i van der vaalsovy radiusy Van der vaalsovy radiusy sleduet rassmatrivat kak radiusy nesvyazannyh atomov ih nahodyat po mezhyadernym rasstoyaniyam v tvyordyh ili zhidkih veshestvah gde atomy nahodyatsya v neposredstvennoj blizosti drug ot druga naprimer atomy Ar v tvyordom argone ili atomy N iz dvuh sosednih molekul N2 v tvyordom azote no ne svyazany mezhdu soboj kakoj libo himicheskoj svyazyu No ochevidno luchshim opisaniem effektivnyh razmerov izolirovannogo atoma yavlyaetsya teoreticheski rasschitannoe polozhenie rasstoyanie ot yadra glavnogo maksimuma zaryadovoj plotnosti ego naruzhnyh elektronov Eto tak nazyvaemyj orbitalnyj radius atoma Periodichnost v izmenenii znachenij orbitalnyh atomnyh radiusov v zavisimosti ot poryadkovogo nomera elementa proyavlyaetsya dovolno otchyotlivo i osnovnye momenty zdes sostoyat v nalichii ochen yarko vyrazhennyh maksimumov prihodyashihsya na atomy shelochnyh metallov i takih zhe minimumov otvechayushih blagorodnym gazam Umenshenie znachenij orbitalnyh atomnyh radiusov pri perehode ot shelochnogo metalla k sootvetstvuyushemu blizhajshemu blagorodnomu gazu nosit za isklyucheniem ryada Li Ne nemonotonnyj harakter osobenno pri poyavlenii mezhdu shelochnym metallom i blagorodnym gazom semejstv perehodnyh elementov metallov i lantanoidov ili aktinoidov V bolshih periodah v semejstvah d i f elementov nablyudaetsya menee rezkoe umenshenie radiusov tak kak zapolnenie orbitalej elektronami proishodit v pred predvneshnem sloe V podgruppah elementov radiusy atomov i odnotipnyh ionov v obshem uvelichivayutsya Proyavleniya periodicheskogo zakona v otnoshenii energii atomizacii Energiya atomizacii prostyh veshestv yavlyaetsya harakteristikoj kotoraya vo mnogom opredelyaet ih reakcionnuyu sposobnost Zavisimost energii atomizacii prostyh veshestv ot poryadkovogo nomera elementa imeet periodicheskij harakter Osnovnye momenty takoj periodicheskoj zavisimosti sostoyat v sleduyushem energiya atomizacii rastyot pri perehode ot shelochnogo metalla dlya nih eti znacheniya sravnitelno neveliki i blizki 84 kDzh mol k sleduyushim za nim elementam dostigaet maksimuma zatem ubyvaet stanovyas ochen nebolshoj dlya galogena 63 126 kDzh mol i nakonec prevrashaetsya v nul v sluchae primykayushego k galogenu blagorodnogo gaza kotoryj kak izvestno pri standartnyh usloviyah sushestvuet v vide prakticheski ne vzaimodejstvuyushih atomov Polozhenie maksimuma energii atomizacii v ryadu elementov ot shelochnogo metalla do sootvetstvuyushego blizhajshego blagorodnogo gaza zavisit ot mnogih faktorov vyhodyashih za ramki nastoyashego izlozheniya Tak v ryadu Li Ne naibolshej energiej atomizacii harakterizuetsya uglerod 718 2 kDzh mol a v ryadah K Kr i Cs Rn naibolshimi energiyami atomizacii obladayut perehodnye metally vanadij 516 6 kDzh mol i volfram 844 2 kDzh mol Neravnomernoe izmenenie energii atomizacii v predelah odnogo ryada elementov ot shelochnogo metalla do blagorodnogo gaza okazyvaetsya dovolno slozhnym osobenno esli etot ryad vklyuchaet semejstvo perehodnyh metallov Proyavleniya periodicheskogo zakona v otnoshenii stepeni okisleniya Odnim iz osnovnyh ponyatij v himii bylo i ostayotsya ponyatie stepeni okisleniya stepen okisleniya sostoyanie okisleniya okislitelnoe sostoyanie Nesmotrya na to chto stepen okisleniya predstavlyaetsya vo mnogom formalnoj i bolee iskusstvennoj otnositelno drugih tradicionnyh himicheskih ponyatij ona do sih por ostayotsya shiroko rasprostranyonnoj i sohranyaet svoyu znachimost dlya obobsheniya i bolee glubokogo ponimaniya osnovnyh principov obrazovaniya himicheskih soedinenij Sleduet podcherknut chto stepen okisleniya elementa buduchi formalnoj harakteristikoj ne dayot predstavleniya ni ob effektivnyh zaryadah atomov etogo elementa v soedinenii ni o valentnosti atomov hotya stepen okisleniya chasto nazyvayut formalnoj valentnostyu Mnogie elementy sposobny proyavlyat ne odnu a neskolko razlichnyh stepenej okisleniya Naprimer dlya hlora izvestny vse stepeni okisleniya ot 1 do 7 hotya chyotnye ochen neustojchivy a dlya marganca ot 2 do 7 Vysshie znacheniya stepeni okisleniya izmenyayutsya v zavisimosti ot poryadkovogo nomera elementa periodicheski no eta periodichnost imeet slozhnyj harakter V prostejshem sluchae v ryadu elementov ot shelochnogo metalla do blagorodnogo gaza vysshaya stepen okisleniya vozrastaet ot 1 RbF do 8 XeO4 V drugih sluchayah vysshaya stepen okisleniya blagorodnogo gaza okazyvaetsya menshe Kr 4F4 chem dlya predshestvuyushego galogena Br 7O4 Poetomu na krivoj periodicheskoj zavisimosti vysshej stepeni okisleniya ot poryadkovogo nomera elementa maksimumy prihodyatsya ili na blagorodnyj gaz ili na predshestvuyushij emu galogen minimumy vsegda na shelochnoj metall Isklyuchenie sostavlyaet ryad Li Ne v kotorom ni dlya galogena F ni dlya blagorodnogo gaza Ne voobshe neizvestny vysokie stepeni okisleniya a naibolshim znacheniem vysshej stepeni okisleniya obladaet srednij chlen ryada azot poetomu v ryadu Li Ne izmenenie vysshej stepeni okisleniya okazyvaetsya prohodyashim cherez maksimum V obshem sluchae vozrastanie vysshej stepeni okisleniya v ryadu elementov ot shelochnogo metalla do galogena ili do blagorodnogo gaza proishodit otnyud ne monotonno glavnym obrazom po prichine proyavleniya vysokih stepenej okisleniya perehodnymi metallami Naprimer vozrastanie vysshej stepeni okisleniya v ryadu Rb Xe ot 1 do 8 oslozhnyaetsya tem chto dlya molibdena tehneciya i ruteniya izvestny takie vysokie stepeni okisleniya kak 6 MoO3 7 Tc2O7 8 RuO4 Proyavleniya periodicheskogo zakona v otnoshenii okislitelnogo potenciala Na Na aq Mg Mg2 aq Al Al3 aq 2 71V 2 37V 1 66VK K aq Ca Ca2 aq Sc Sc3 aq 2 93V 2 87V 2 08V Odnoj iz ochen vazhnyh harakteristik prostogo veshestva yavlyaetsya ego okislitelnyj potencial otrazhayushij principialnuyu sposobnost prostogo veshestva k vzaimodejstviyu s vodnymi rastvorami a takzhe proyavlyaemye im okislitelno vosstanovitelnye svojstva Izmenenie okislitelnyh potencialov prostyh veshestv v zavisimosti ot poryadkovogo nomera elementa takzhe nosit periodicheskij harakter No pri etom sleduet imet v vidu chto na okislitelnyj potencial prostogo veshestva okazyvayut vliyanie razlichnye faktory kotorye inogda nuzhno rassmatrivat individualno Poetomu periodichnost v izmenenii okislitelnyh potencialov sleduet interpretirovat ochen ostorozhno Mozhno obnaruzhit nekotorye opredelyonnye posledovatelnosti v izmenenii okislitelnyh potencialov prostyh veshestv V chastnosti v ryadu metallov pri perehode ot shelochnogo k sleduyushim za nim elementam proishodit umenshenie okislitelnyh potencialov Na aq i t d gidratirovannyj kation Eto legko obyasnyaetsya uvelicheniem energii ionizacii atomov s uvelicheniem chisla udalyaemyh valentnyh elektronov Poetomu na krivoj zavisimosti okislitelnyh potencialov prostyh veshestv ot poryadkovogo nomera elementa imeyutsya maksimumy otvechayushie shelochnym metallam No eto ne edinstvennaya prichina izmeneniya okislitelnyh potencialov prostyh veshestv Vnutrennyaya i vtorichnaya periodichnosts i r elementy Vyshe rassmotreny obshie tendencii v haraktere izmeneniya znachenij energii ionizacii atomov energii srodstva atomov k elektronu elektrootricatelnosti atomnyh i ionnyh radiusov energii atomizacii prostyh veshestv stepeni okisleniya prostyh veshestv ot atomnogo nomera elementa Pri bolee glubokom izuchenii etih tendencij mozhno obnaruzhit chto zakonomernosti v izmenenii svojstv elementov v periodah i gruppah znachitelno slozhnee V haraktere izmeneniya svojstv elementov po periodu proyavlyaetsya a po gruppe vtorichnaya periodichnost otkryta E V Bironom v 1915 godu Tak pri perehode ot s elementa I gruppy k r elementu VIII gruppy na krivoj energii ionizacii atomov i krivoj izmeneniya ih radiusov imeyutsya vnutrennie maksimumy i minimumy Eto svidetelstvuet o vnutrenneperiodicheskom haraktere izmeneniya etih svojstv po periodu Obyasnenie otmechennyh zakonomernostej mozhno dat s pomoshyu predstavleniya ob ekranirovanii yadra Effekt ekranirovaniya yadra obuslovlen elektronami vnutrennih sloyov kotorye zaslonyaya yadro oslablyayut prityazhenie k nemu vneshnego elektrona Tak pri perehode ot berilliya 4Be k boru 5B nesmotrya na uvelichenie zaryada yadra energiya ionizacii atomov umenshaetsya Shema stroeniya poslednih urovnej berilliya 9 32 eV sleva i bora 8 29 eV sprava Eto obyasnyaetsya tem chto prityazhenie k yadru 2r elektrona atoma bora oslableno za schyot ekraniruyushego dejstviya 2s elektronov Ponyatno chto ekranirovanie yadra vozrastaet s uvelicheniem chisla vnutrennih elektronnyh sloyov Poetomu v podgruppah s i r elementov nablyudaetsya tendenciya k umensheniyu energii ionizacii atomov Umenshenie energii ionizacii ot azota 7N k kislorodu 8O obyasnyaetsya vzaimnym ottalkivaniem dvuh elektronov odnoj i toj zhe orbitali Shema stroeniya poslednih urovnej azota 14 53 eV sleva i kisloroda 13 62 eV sprava Effektom ekranirovaniya i vzaimnogo ottalkivaniya elektronov odnoj orbitali obyasnyaetsya takzhe vnutrenneperiodicheskij harakter izmeneniya po periodu atomnyh radiusov Zavisimost pervoj energii ionizacii atomov ot atomnogo nomera V haraktere izmeneniya svojstv s i r elementov v podgruppah otchyotlivo nablyudaetsya vtorichnaya periodichnost Dlya eyo obyasneniya privlekaetsya predstavlenie o proniknovenii elektronov k yadru Kak pokazano na risunke 9 elektron lyuboj orbitali opredelyonnoe vremya nahoditsya v oblasti blizkoj k yadru Inymi slovami vneshnie elektrony pronikayut k yadru cherez sloi vnutrennih elektronov Kak vidno iz risunka 9 vneshnij 3s elektron atoma natriya obladaet vesma znachitelnoj veroyatnostyu nahoditsya vblizi yadra v oblasti vnutrennih K i L elektronnyh sloyov Koncentraciya elektronnoj plotnosti stepen proniknoveniya elektronov pri odnom i tom zhe glavnom kvantovom chisle naibolshaya dlya s elektrona menshe dlya r elektrona eshyo menshe dlya d elektrona i t d Naprimer pri n 3 stepen proniknoveniya ubyvaet v posledovatelnosti 3s gt 3p gt 3d Ponyatno chto effekt proniknoveniya uvelichivaet prochnost svyazi vneshnih elektronov s yadrom Vsledstvie bolee glubokogo proniknoveniya s elektrony v bolshej stepeni ekraniruyut yadro chem r elektrony a poslednie silnee chem d elektrony i t d Polzuyas predstavleniem o proniknovenii elektronov k yadru rassmotrim harakter izmeneniya radiusa atomov elementov v podgruppe ugleroda V ryadu C Si Ge Sn Pb proyavlyaetsya obshaya tendenciya uvelicheniya radiusa atoma Odnako eto uvelichenie imeet nemonotonnyj harakter Pri perehode ot Si k Ge vneshnie r elektrony pronikayut cherez ekran iz desyati 3d elektronov i tem samym uprochnyayut svyaz s yadrom i szhimayut elektronnuyu obolochku atoma Umenshenie razmera 6p orbitali Pb po sravneniyu s 5r orbitalyu Sn obuslovleno proniknoveniem 6p elektronov pod dvojnoj ekran desyati 5d elektronov i chetyrnadcati 4f elektronov Etim zhe obyasnyaetsya nemonotonnost v izmenenii energii ionizacii atomov v ryadu C Pb i bolshee znachenie eyo dlya Pb po sravneniyu s atomom Sn d Elementy Vo vneshnem sloe u atomov d elementov za isklyucheniem Pd nahodyatsya 1 2 elektrona ns sostoyanie Ostalnye valentnye elektrony raspolozheny v n 1 d sostoyanii to est v predvneshnem sloe Podobnoe stroenie elektronnyh obolochek atomov opredelyaet nekotorye obshie svojstva d elementov Tak ih atomy harakterizuyutsya sravnitelno nevysokimi znacheniyami pervoj energii ionizacii Kak vidno na risunke 1 pri etom harakter izmeneniya energii ionizacii atomov po periodu v ryadu d elementov bolee plavnyj chem v ryadu s i p elementov Pri perehode ot d elementa III gruppy k d elementu II gruppy znacheniya energii ionizacii izmenyayutsya nemonotonno Tak na uchastke krivoj vidny dve ploshadki sootvetstvuyushie energii ionizacii atomov v kotoryh zapolnyayutsya Zd orbitali po odnomu i po dva elektrona Zapolnenie 3d orbitalej po odnomu elektronu zakanchivaetsya u Mn 3d54s2 chto otmechaetsya nekotorym povysheniem otnositelnoj ustojchivosti 4s2 konfiguracii za schyot proniknoveniya 4s2 elektronov pod ekran 3d5 konfiguracii Naibolshee znachenie energii ionizacii imeet Zn 3d104s2 chto nahoditsya v sootvetstvii s polnym zaversheniem Zd podsloya i stabilizaciej elektronnoj pary za schyot proniknoveniya pod ekran 3d10 konfiguracii V podgruppah d elementov znacheniya energii ionizacii atomov v obshem uvelichivayutsya Eto mozhno obyasnit effektom proniknoveniya elektronov k yadru Tak esli u d elementov 4 go perioda vneshnie 4s elektrony pronikayut pod ekran 3d elektronov to u elementov 6 go perioda vneshnie 6s elektrony pronikayut uzhe pod dvojnoj ekran 5d i 4f elektronov Naprimer 22Ti 3d24s2 I 6 82 eV40Zr 3d104s24p64d25s2 I 6 84 eV72Hf 4d104f145s25p65d26s2 I 7 5 eV Poetomu u d elementov 6 go perioda vneshnie bs elektrony svyazany s yadrom bolee prochno i sledovatelno energiya ionizacii atomov bolshe chem u d elementov 4 go perioda Razmery atomov d elementov yavlyayutsya promezhutochnymi mezhdu razmerami atomov s i p elementov dannogo perioda Izmenenie radiusov ih atomov po periodu bolee plavnoe chem dlya s i p elementov V podgruppah d elementov radiusy atomov v obshem uvelichivayutsya Vazhno otmetit sleduyushuyu osobennost uvelichenie atomnyh i ionnyh radiusov v podgruppah d elementov v osnovnom otvechaet perehodu ot elementa 4 go k elementu 5 go perioda Sootvetstvuyushie zhe radiusy atomov d elementov 5 go i 6 go periodov dannoj podgruppy primerno odinakovy Eto obyasnyaetsya tem chto uvelichenie radiusov za schyot vozrastaniya chisla elektronnyh sloyov pri perehode ot 5 go k 6 mu periodu kompensiruetsya f szhatiem vyzvannym zapolneniem elektronami 4f podsloya u f elementov 6 go perioda V etom sluchae f szhatie nazyvaetsya lantanoidnym Pri analogichnyh elektronnyh konfiguraciyah vneshnih sloyov i primerno odinakovyh razmerah atomov i ionov dlya d elementov 5 go i 6 go periodov dannoj podgruppy harakterna osobaya blizost svojstv Otmechennym zakonomernostyam ne podchinyayutsya elementy podgruppy skandiya Dlya etoj podgruppy tipichny zakonomernosti harakternye dlya sosednih podgrupp s elementov Sm takzhePeriodichnost Spisok himicheskih elementov po atomnym nomeram Hronologiya otkrytiya himicheskih elementov Blok periodicheskoj tablicyPrimechaniyaMendeleev D I Periodicheskij zakon M Izdatelstvo Akademii nauk SSSR 1958 S 111 Klassiki nauki 7000 ekz V knige V M Potapov G N Homchenko Himiya M 1982 str 26 utverzhdaetsya chto ih bolee 400 Iogann Volfgang DYoBEREJNER neopr Data obrasheniya 12 maya 2009 Arhivirovano 15 oktyabrya 2008 goda Kratkij ocherk istorii himii neopr Data obrasheniya 12 maya 2009 Arhivirovano 31 maya 2009 goda Periodicheskaya sistema elementov Pervye popytki sistematizacii elementov neopr Data obrasheniya 12 maya 2009 Arhivirovano 6 fevralya 2009 goda Periodicheskaya sistema elementov D N Trifonov Bolshaya Sovetskaya Enciklopediya gl red A M Prohorov 3 e izd M Sovetskaya Enciklopediya 1975 T 19 Otomi Plastyr S 413 417 630 000 ekz Trifonov D N Nesostoyavsheesya vystuplenie Mendeleeva 6 18 marta 1869 g Arhivnaya kopiya ot 18 marta 2014 na Wayback Machine Himiya 04 699 16 28 02 2006 Druzhinin P A Zagadka Tablicy Mendeleeva Istoriya publikacii otkrytiya D I Mendeleevym Periodicheskogo zakona Moskva Novoe Literaturnoe Obozrenie 2019 164 s ISBN 978 5 4448 0976 1 Mendeleev D Sootnoshenie svojstv s atomnym vesom elementov rus Zhurnal Russkogo Himicheskogo Obshestva Journal of the Russian Chemical Society zhurnal 1869 T 1 S 60 77 Arhivirovano 27 fevralya 2021 goda Druzhinin P A Zagadka Tablicy Mendeleeva Istoriya publikacii otkrytiya D I Mendeleevym Periodicheskogo zakona Moskva Novoe Literaturnoe Obozrenie 2019 164 s ISBN 978 5 4448 0976 1 Mendeleev Dmitri Versuche eines Systems der Elemente nach ihren Atomgewichten und chemischen Functionen nem angl magazin 1869 Bd 106 S 251 Mendeleev D I Estestvennaya sistema elementov i primenenie eyo k ukazaniyu svojstv neotkrytyh elementov Zhurnal Russkogo himicheskogo obshestva 1871 T III S 25 56 Arhivirovano 17 marta 2014 goda Periodicheskij zakon himicheskih elementov Enciklopedicheskij slovar yunogo himika 2 e izd Sost V A Kricman V V Stanco M Pedagogika 1990 S 185 ISBN 5 7155 0292 6 D Mendelejeff Die periodische Gesetzmassigkeit der Elemente nem angl magazin 1872 Bd VIII Supplementbandes zweites Heft S 144 Arhivirovano 4 marta 2021 goda Vilyam Ramzaj Biografiya angl neopr Data obrasheniya 12 maya 2009 Arhivirovano 7 yanvarya 2010 goda Periodicheskoe izmenenie svojstv himicheskih elementov neopr Data obrasheniya 12 maya 2009 Arhivirovano 11 fevralya 2009 goda Mnogoelektronnye atomy neopr Data obrasheniya 12 maya 2009 Arhivirovano iz originala 4 iyunya 2009 goda Osobennosti elektronnogo stroeniya atomov hroma medi i nekotoryh drugih elementov neopr Data obrasheniya 12 maya 2009 Arhivirovano 21 fevralya 2009 goda Intermetallidy neopr Data obrasheniya 12 maya 2009 Arhivirovano 10 noyabrya 2014 goda Atomnaya fizika neopr Data obrasheniya 12 maya 2009 Arhivirovano 3 marta 2009 goda Osnovnye ponyatiya i zakony himii neopr Data obrasheniya 12 maya 2009 Arhivirovano iz originala 4 maya 2009 goda Periodicheskaya sistema himicheskih elementov neopr Data obrasheniya 12 maya 2009 Arhivirovano 10 noyabrya 2014 goda Himiya neopr Data obrasheniya 12 maya 2009 Arhivirovano iz originala 17 aprelya 2009 goda Periodicheskij zakon D I Mendeleeva neopr Data obrasheniya 6 maya 2009 Arhivirovano iz originala 16 fevralya 2009 goda d Elementy neopr Data obrasheniya 12 maya 2009 Arhivirovano 26 iyunya 2006 goda LiteraturaAhmetov N S Aktualnye voprosy kursa neorganicheskoj himii M Prosveshenie 1991 224 s ISBN 5 09 002630 0 Druzhinin P A Zagadka Tablicy Mendeleeva Istoriya publikacii otkrytiya D I Mendeleevym Periodicheskogo zakona Moskva Novoe Literaturnoe Obozrenie 2019 164 s ISBN 978 5 4448 0976 1 Korolkov D V Osnovy neorganicheskoj himii M Prosveshenie 1982 271 s Mendeleev D I Osnovy himii t 2 M Goshimizdat 1947 389 c Mendeleev D I Periodicheskaya zakonnost himicheskih elementov Enciklopedicheskij slovar Brokgauza i Efrona v 86 t 82 t i 4 dop SPb 1890 1907 SsylkiMendeleev D I Periodicheskij zakon V 3 t na sajte Runivers Periodicheskij zakon D I Mendeleeva Periodicheskij zakon Mendeleeva i periodicheskaya sistema elementov Periodicheskij zakon Mendeleeva Zakon Mendeleeva zakon prirody Periodicheskij zakon Mendeleeva v svete sinergeticheskoj teorii informacii

15 Июл, 2025 / 02:41
NiNa.Az

NiNa.Az

NiNa.Az - Абсолютно бесплатная система, которая делится для вас информацией и контентом 24 часа в сутки.
Взгляните
Закрыто
© 2019 NiNa.Az - Все права защищены.
Авторские права: Dadash Mammadov