Jakie są funkcje prawa okresowego pierwiastków chemicznych. Prawo okresowe, układ okresowy pierwiastków chemicznych Mendelejewa i budowa atomu

Okresowy Prawo D.I. Mendelejew:Właściwości ciał prostych oraz kształty i właściwości związkówelementy są w okresowej zależności odwartości mas atomowych pierwiastków (właściwości pierwiastków są okresowo zależne od ładunku atomów ich jąder).

Układ okresowy pierwiastków. Szeregi pierwiastków, w których właściwości zmieniają się sekwencyjnie, takie jak seria ośmiu pierwiastków od litu do neonu lub od sodu do argonu, Mendelejew nazwał okresami. Jeśli zapiszemy te dwa okresy jeden pod drugim tak, że sód jest pod litem, a argon pod neonem, to otrzymujemy następujący układ pierwiastków:

Przy takim układzie pierwiastki, które są podobne pod względem właściwości i mają tę samą wartościowość, na przykład lit i sód, beryl i magnez itp., wpadają do pionowych kolumn.

Dzieląc wszystkie pierwiastki na okresy i układając jeden okres pod drugim, tak aby pierwiastki o podobnych właściwościach i rodzaju utworzonych związków wchodziły pod siebie, Mendelejew skompilował tabelę, którą nazwał układem okresowym pierwiastków według grup i serii.

Wartość układu okresowegomy. Układ okresowy pierwiastków miał wielki wpływ na dalszy rozwój chemii. Była to nie tylko pierwsza naturalna klasyfikacja pierwiastki chemiczne, który pokazał, że tworzą harmonijny system i są ze sobą ściśle powiązane, ale też był potężnym narzędziem do dalszych badań.

7. Okresowa zmiana właściwości pierwiastków chemicznych. Promienie atomowe i jonowe. Energia jonizacji. Powinowactwo do elektronu. Elektroujemność.

Zależność promieni atomowych od ładunku jądra atomowego Z ma charakter okresowy. W ciągu jednego okresu, wraz ze wzrostem Z, pojawia się tendencja do zmniejszania wielkości atomu, co jest szczególnie wyraźnie obserwowane w krótkich okresach.

Wraz z początkiem budowy nowej warstwy elektronowej, bardziej oddalonej od jądra, tj. w trakcie przejścia do następnego okresu, promienie atomowe wzrastają (porównaj np. promienie atomów fluoru i sodu). W rezultacie w podgrupie wraz ze wzrostem ładunku jądra zwiększają się rozmiary atomów.

Utrata atomów elektronów prowadzi do zmniejszenia jego efektywnego rozmiaru, a dodanie nadmiaru elektronów prowadzi do wzrostu. Dlatego promień dodatnio naładowanego jonu (kationu) jest zawsze mniejszy, a promień ujemnie naładowanego nie (anionu) jest zawsze większy niż promień odpowiedniego elektrycznie obojętnego atomu.

W obrębie jednej podgrupy promienie jonów o tym samym ładunku zwiększają się wraz ze wzrostem ładunku jądrowego.Wzór ten tłumaczy się wzrostem liczby warstw elektronowych i rosnącą odległością elektronów zewnętrznych od jądra.

Najbardziej charakterystyczną właściwością chemiczną metali jest zdolność ich atomów do łatwego oddawania zewnętrznych elektronów i przekształcania się w dodatnio naładowane jony, podczas gdy niemetale charakteryzują się zdolnością przyłączania elektronów do tworzenia jonów ujemnych. Aby oderwać elektron od atomu i przekształcić go w jon dodatni, trzeba wydać pewną energię, zwaną energią jonizacji.

Energię jonizacji można wyznaczyć bombardując atomy elektronami przyspieszanymi w polu elektrycznym. Najniższe napięcie pola, przy którym prędkość elektronu staje się wystarczająca do jonizacji atomów, nazywamy potencjałem jonizacyjnym atomów danego pierwiastka i wyraża się w woltach. Przy odpowiednim nakładzie energii z atomu można oderwać dwa, trzy lub więcej elektronów. Mówią więc o pierwszym potencjale jonizacyjnym (energii oderwania od atomu pierwszego elektronu), o drugim potencjale jonizacyjnym (energii oderwania drugiego elektronu)

Jak wspomniano powyżej, atomy mogą nie tylko oddawać, ale także dodawać elektrony. Energia uwalniana, gdy elektron jest przyłączony do wolnego atomu, nazywana jest powinowactwem atomu do elektronu. Powinowactwo elektronowe, podobnie jak energia jonizacji, jest zwykle wyrażane w elektronowoltach. Tak więc powinowactwo elektronowe atomu wodoru wynosi 0,75 eV, tlen - 1,47 eV, fluor - 3,52 eV.

Powinowactwo elektronowe atomów metali jest zwykle bliskie zeru lub ujemne; z tego wynika, że ​​dla atomów większości metali dodatek elektronów jest energetycznie niekorzystny. Powinowactwo elektronowe atomów niemetali jest zawsze dodatnie i im większe, im bliżej gazu szlachetnego niemetal znajduje się w układzie okresowym; wskazuje to na wzrost właściwości niemetalicznych w miarę zbliżania się do końca okresu.

DI. Mendelejew sformułował w 1869 r. Prawo okresowe, które opierało się na jednym z główna charakterystyka atom - masa atomowa. Dalszy rozwój Prawo okresowe, a mianowicie uzyskanie dużych danych eksperymentalnych, nieco zmieniło początkowe sformułowanie prawa, jednak zmiany te nie są sprzeczne z głównym znaczeniem określonym przez D.I. Mendelejew. Zmiany te tylko nadały prawu i Układowi Okresowemu ważności naukowej i potwierdziły słuszność.

Współczesne sformułowanie Prawa Okresowego przez D.I. Mendelejew jest następujący: właściwości pierwiastków chemicznych, a także właściwości i formy związków pierwiastków są okresowo zależne od ładunku jąder ich atomów.

Struktura Układu Okresowego Pierwiastków Chemicznych D.I. Mendelejew

Z obecnej opinii wiadomo duża liczba interpretacje systemu okresowego, ale najbardziej popularne - z krótkimi (małymi) i długimi (dużymi) okresami. Wiersze poziome nazywane są okresami (zawierają pierwiastki z sekwencyjnym wypełnieniem o tym samym poziomie energetycznym), a kolumny pionowe nazywane są grupami (zawierają pierwiastki, które mają taką samą liczbę elektronów walencyjnych - analogi chemiczne). Ponadto wszystkie elementy można podzielić na bloki w zależności od typu orbitalu zewnętrznego (walencyjnego): s-, p-, d-, f-elementy.

W sumie w układzie (tabeli) jest 7 okresów, a numer okresu (wskazywany cyfrą arabską) jest równy liczbie warstw elektronowych w atomie pierwiastka, liczbie zewnętrznego (walencyjnego) poziomu energii , oraz wartość głównej liczby kwantowej dla najwyższego poziomu energii. Każdy okres (z wyjątkiem pierwszego) rozpoczyna się od pierwiastka s - aktywnego metalu alkalicznego, a kończy gazem obojętnym, poprzedzonym pierwiastkiem p - aktywnym niemetalem (halogenem). Jeśli poruszamy się w okresie od lewej do prawej, to wraz ze wzrostem ładunku jąder atomów pierwiastków chemicznych o małych okresach liczba elektronów na zewnętrznym poziomie energii wzrośnie, w wyniku czego właściwości pierwiastki zmieniają się - od typowo metalicznych (ponieważ na początku okresu występuje aktywny metal alkaliczny), poprzez amfoteryczne (pierwiastek wykazuje właściwości zarówno metali jak i niemetali) na niemetaliczne (aktywny niemetal - halogen na koniec okresu), tj. właściwości metaliczne stopniowo słabną, a niemetaliczne wzrastają.

W dużych okresach, wraz ze wzrostem ładunku jądrowego, wypełnianie elektronów jest trudniejsze, co tłumaczy bardziej złożoną zmianę właściwości pierwiastków w porównaniu do pierwiastków o małych okresach. Tak więc, w równych rzędach długich okresów, wraz ze wzrostem ładunku jądrowego, liczba elektronów na zewnętrznym poziomie energii pozostaje stała i wynosi 2 lub 1. Dlatego podczas gdy elektrony wypełniają poziom za zewnętrznym (drugi z zewnątrz) , właściwości elementów w parzystych rzędach zmieniają się powoli. W przejściu do rzędów nieparzystych, wraz ze wzrostem ładunku jądra, wzrasta liczba elektronów na poziomie energii zewnętrznej (od 1 do 8), właściwości pierwiastków zmieniają się tak samo jak w małych okresach.

Kolumny pionowe w układzie okresowym to grupy elementów o podobnych struktura elektroniczna i będące analogami chemicznymi. Grupy są oznaczone cyframi rzymskimi od I do VIII. Wyróżnia się główne (A) i drugorzędne (B) podgrupy, z których pierwsza zawiera elementy s i p, druga - d - elementy.

Numer podgrupy A wskazuje liczbę elektronów na zewnętrznym poziomie energetycznym (liczbę elektronów walencyjnych). Dla elementów podgrup B nie ma bezpośredniego związku między liczbą grupy a liczbą elektronów na zewnętrznym poziomie energetycznym. W podgrupach A właściwości metaliczne pierwiastków wzrastają, a właściwości niemetaliczne maleją wraz ze wzrostem ładunku jądra atomu pierwiastka.

Istnieje zależność między położeniem pierwiastków w układzie okresowym a strukturą ich atomów:

- atomy wszystkich pierwiastków tego samego okresu mają równa liczba poziomy energetyczne częściowo lub całkowicie wypełnione elektronami;

— atomy wszystkich pierwiastków podgrupy A mają równą liczbę elektronów na zewnętrznym poziomie energii.

Okresowe właściwości pierwiastków

Bliskość fizykochemiczna i właściwości chemiczne atomy wynikają z podobieństwa ich konfiguracji elektronicznych, a główną rolę odgrywa rozkład elektronów na zewnątrz orbital atomowy. Przejawia się to w okresowym pojawianiu się, wraz ze wzrostem ładunku jądra atomowego, pierwiastków o podobnych właściwościach. Takie właściwości nazywane są okresowymi, wśród których najważniejsze to:

1. Liczba elektronów w zewnętrznej powłoce elektronowej ( populacja – w). W krótkich okresach ze wzrostem ładunku jądrowego w zewnętrzna powłoka elektronowa wzrasta monotonicznie od 1 do 2 (okres 1), od 1 do 8 (okresy 2 i 3). W dużych okresach podczas pierwszych 12 elementów w nie przekracza 2, a następnie do 8.

2. promienie atomowe i jonowe(r), zdefiniowane jako średnie promienie atomu lub jonu, znalezione na podstawie danych doświadczalnych dotyczących odległości międzyatomowych w różnych związkach. Promień atomowy maleje z biegiem czasu (stopniowo rosnące elektrony są opisane przez orbitale o prawie równych charakterystykach, promień atomowy wzrasta w grupie, ponieważ wzrasta liczba warstw elektronowych (ryc. 1).

Ryż. 1. Okresowa zmiana promienia atomowego

Te same wzorce obserwuje się dla promienia jonowego. Należy zauważyć, że promień jonowy kationu (jonu naładowanego dodatnio) jest większy niż promień atomowy, który z kolei jest większy niż promień jonowy anionu (jonu naładowanego ujemnie).

3. Energia jonizacji(E i) to ilość energii potrzebna do oderwania elektronu od atomu, tj. energia potrzebna do przekształcenia neutralnego atomu w dodatnio naładowany jon (kation).

E 0 - → E + + E i

E i jest mierzone w elektronowoltach (eV) na atom. W grupie układu okresowego wartości energii jonizacji atomów maleją wraz ze wzrostem ładunków jąder atomów pierwiastków. Z atomów pierwiastków chemicznych wszystkie elektrony można sekwencyjnie odrywać, zgłaszając dyskretne wartości E i. W tym samym czasie E i 1< Е и 2 < Е и 3 <….Энергии ионизации отражают дискретность структуры электронных слоев и оболочек атомов химических элементов.

4. powinowactwo elektronowe(E e) to ilość energii uwolnionej, gdy dodatkowy elektron jest przyłączony do atomu, tj. energia procesowa

E 0 + → E -

E e jest również wyrażane w eV i, podobnie jak E i zależy od promienia atomu, dlatego charakter zmiany E e przez okresy i grupy Układu Okresowego jest zbliżony do charakteru zmiany promienia atomu . Pierwiastki p z grupy VII mają najwyższe powinowactwo elektronowe.

5. Aktywność regeneracyjna(VA) - zdolność atomu do oddania elektronu innemu atomowi. Miara ilościowa - E i. Jeśli E i wzrasta, to BA maleje i na odwrót.

6. Aktywność oksydacyjna(OA) - zdolność atomu do przyłączenia elektronu z innego atomu. Miara ilościowa E e. Jeśli E e wzrasta, to OA również wzrasta i na odwrót.

7. Efekt przesiewowy- zmniejszenie wpływu dodatniego ładunku jądra na dany elektron ze względu na obecność innych elektronów między nim a jądrem. Ekranowanie zwiększa się wraz z liczbą warstw elektronowych w atomie i zmniejsza przyciąganie zewnętrznych elektronów do jądra. Ekranowanie jest przeciwieństwem efekt penetracji, ze względu na fakt, że elektron może znajdować się w dowolnym punkcie przestrzeni atomowej. Efekt penetracji zwiększa siłę wiązania między elektronem a jądrem.

8. Stan utlenienia (liczba utlenienia)- wyimaginowany ładunek atomu pierwiastka w związku, który jest określany z założenia struktury jonowej substancji. Numer grupy układu okresowego wskazuje na najwyższy dodatni stopień utlenienia, jaki pierwiastki danej grupy mogą mieć w swoich związkach. Wyjątkiem są metale z podgrupy miedzi, tlen, fluor, brom, metale z rodziny żelaza i inne pierwiastki grupy VIII. Wraz ze wzrostem ładunku jądrowego w pewnym okresie wzrasta maksymalny dodatni stan utlenienia.

9. Elektroujemność, składy wyższych związków wodoru i tlenu, właściwości termodynamiczne, elektrolityczne itp.

Przykłady rozwiązywania problemów

PRZYKŁAD 1

Ćwiczenie	Opisz pierwiastek (Z = 23) i właściwości jego związków (tlenków i wodorotlenków) wzorem elektronowym: rodzina, okres, grupa, liczba elektronów walencyjnych, wzór elektronowo-graficzny dla elektronów walencyjnych w stanie podstawowym i wzbudzonym, główny stany utlenienia (maksymalny i minimalny), wzory tlenków i wodorotlenków.
Rozwiązanie	23 V 1s 2 2s 2 2p 6 3s 3 3p 6 3d 3 4s 2 pierwiastek d, metal, jest w ;-tym okresie, w grupie V, w podgrupie. Elektrony walencyjne 3d 3 4s 2 . Tlenki VO, V 2 O 3, VO 2, V 2 O 5. Wodorotlenki V(OH)2, V(OH)3, VO(OH)2, HVO3. Stan podstawowy stan podniecenia Minimalny stopień utlenienia to „+2”, maksymalny to „+5”.

WPROWADZANIE

Penza

Wstęp

1. Okresowe prawo D. I. Mendelejewa.

2. Struktura układu okresowego.

3. Rodziny elementów.

4. Rozmiary atomów i jonów.

5. Energia jonizacji jest ilościową miarą właściwości redukujących atomów.

6. Powinowactwo elektronowe - ilościowa miara właściwości utleniających atomu.

7. Elektroujemność atomu jest ilościową miarą właściwości redoks pierwiastka.

Wniosek.

Literatura:

1. Korovin N.V. Chemia ogólna. Podręcznik. - M .: Szkoła Wyższa, 1998. - s. 27-34.

Wsparcie edukacyjne i materialne:

1. Projektor multimedialny.

2. Krótko- i długookresowe wersje D.I. Mendelejew.

3. Tabela elektroujemności pierwiastków wg Paulinga.

Cel lekcji:

Wiedzieć: 1. Prawo okresowe D.I. Mendelejew (sformułowanie D.I. Mendelejewa i współczesna formuła). Struktura układu okresowego. Numer porządkowy elementu, kropka, grupa, podgrupa. S -, p-, d-, f- elektronowe własności pierwiastków.

2. Promienie atomowe, energia jonizacji i powinowactwo elektronowe, elektroujemność pierwiastków, ich zmiana w okresach i grupach.

Instrukcje organizacyjne i metodyczne:

1. Sprawdź dostępność uczniów i ich gotowość do zajęć, wyeliminuj braki.

2. Ogłosić temat i cel lekcji, zagadnienia edukacyjne, literaturę.

3. Uzasadnij potrzebę przestudiowania tego tematu.

4. Rozważ pytania szkoleniowe z wykorzystaniem ramek prezentacyjnych i tabel układu okresowego.

5. Dla każdego zagadnienia edukacyjnego i na koniec lekcji podsumuj.

6. Na koniec lekcji wydaj zadanie do samodzielnej nauki.

Podstawowym prawem natury i teoretyczną podstawą chemii jest prawo okresowości, odkryte przez D.I. Mendelejewa w 1969 roku na podstawie głębokiej wiedzy z zakresu chemii i błyskotliwej intuicji. Później prawo otrzymało interpretację teoretyczną opartą na modelach budowy atomu.

Pierwsza wersja ustawy okresowej została zaproponowana przez Mendelejewa w 1869 roku, a ostatecznie sformułowana w 1871 roku.

Sformułowanie prawa okresowego przez D.I. Mendelejew:

Właściwości ciał prostych, a także formy i właściwości związków pierwiastków są okresowo zależne od wielkości mas atomowych pierwiastków.

W 1914 roku Moseley, badając widma rentgenowskie atomów, doszedł do wniosku, że numer seryjny pierwiastka w PS pokrywa się z ładunkiem jądra jego atomu.

Nowoczesne sformułowanie prawa okresowego

Właściwości pierwiastków oraz tworzonych przez nie substancji prostych i złożonych są okresowo zależne od ładunku jądra atomów pierwiastków.

Fizyczne znaczenie prawa okresowego(jego związek ze strukturą atomu):

Struktura i właściwości pierwiastków i ich związków są w okresowej zależności od ładunku jądra atomów i są determinowane przez okresowe powtarzanie tego samego typu konfiguracji ich atomów.

Alchemicy próbowali także znaleźć prawo natury, na podstawie którego można by usystematyzować pierwiastki chemiczne. Brakowało im jednak rzetelnych i szczegółowych informacji o elementach. Do połowy XIX wieku. wiedza o pierwiastkach chemicznych stała się wystarczająca, a liczba pierwiastków wzrosła tak bardzo, że w nauce pojawiła się naturalna potrzeba ich klasyfikacji. Pierwsze próby klasyfikacji pierwiastków na metale i niemetale okazały się nie do utrzymania. Poprzednicy D.I. Mendelejewa (IV Debereiner, J.A. Newlands, L.Yu. Meyer) zrobili wiele, aby przygotować odkrycie prawa okresowego, ale nie mogli pojąć prawdy. Dmitrij Iwanowicz ustalił związek między masą pierwiastków a ich właściwościami.

Dmitrij Iwanowicz urodził się w Tobolsku. Był siedemnastym dzieckiem w rodzinie. Po ukończeniu gimnazjum w rodzinnym mieście Dmitrij Iwanowicz wstąpił do Głównego Instytutu Pedagogicznego w Petersburgu, po ukończeniu którego wyjechał na dwuletnią podróż naukową za granicę ze złotym medalem. Po powrocie został zaproszony na Uniwersytet w Petersburgu. Zaczynając czytać wykłady z chemii, Mendelejew nie znalazł niczego, co można by polecić studentom jako pomoc dydaktyczną. I postanowił napisać nową książkę - "Podstawy chemii".

Odkrycie prawa okresowego poprzedziło 15 lat ciężkiej pracy. 1 marca 1869 r. Dmitrij Iwanowicz planował wyjechać z Petersburga w interesach do prowincji.

Prawo okresowości zostało odkryte na podstawie charakterystyki atomu - względnej masy atomowej .

Mendelejew ułożył pierwiastki chemiczne w porządku rosnącym ich mas atomowych i zauważył, że właściwości pierwiastków powtarzają się po pewnym przedziale - kropka, Dmitrij Iwanowicz umieścił okresy jeden pod drugim., tak że podobne pierwiastki znajdowały się jeden pod drugim - na tym samym pionie, więc elementy układu okresowego zostały zbudowane.

1 marca 1869 Sformułowanie prawa okresowego przez D.I. Mendelejew.

Właściwości prostych substancji, a także formy i właściwości związków pierwiastków są okresowo zależne od wielkości mas atomowych pierwiastków.

Niestety, początkowo zwolenników prawa okresowego było bardzo niewielu, nawet wśród rosyjskich naukowców. Jest wielu przeciwników, zwłaszcza w Niemczech i Anglii.
Odkrycie prawa okresowego jest znakomitym przykładem przewidywania naukowego: w 1870 r. Dmitrij Iwanowicz przewidział istnienie trzech wówczas nieznanych pierwiastków, które nazwał ekasilicium, ekaaluminum i ekabor. Potrafił również poprawnie przewidzieć najważniejsze właściwości nowych pierwiastków. A po 5 latach, w 1875 roku, francuski naukowiec P.E. Lecoq de Boisbaudran, który nic nie wiedział o twórczości Dmitrija Iwanowicza, odkrył nowy metal, nazywając go galem. W wielu właściwościach i metodzie odkrycia gal pokrywał się z przewidywanym przez Mendelejewa ekaglinem. Ale jego waga była mniejsza niż przewidywano. Mimo to Dmitrij Iwanowicz wysłał list do Francji, nalegając na swoją przepowiednię.
Świat naukowy był oszołomiony, że przewidywania Mendelejewa dotyczące właściwości ekaglin okazał się tak dokładny. Od tego momentu w chemii zaczyna obowiązywać prawo okresowości.
W 1879 r. L. Nilson w Szwecji odkrył skand, który uosabiał przewidywany przez Dmitrija Iwanowicza Ekabor .
W 1886 K. Winkler odkrył w Niemczech german, który okazał się być eksasilikon .

Ale geniusz Dmitrija Iwanowicza Mendelejewa i jego odkrycia to nie tylko te przewidywania!

W czterech miejscach układu okresowego D. I. Mendelejew ułożył pierwiastki w kolejności rosnących mas atomowych:

Już pod koniec XIX wieku D.I. Mendelejew napisał, że najwyraźniej atom składa się z innych więcej małe cząstki. Po jego śmierci w 1907 roku udowodniono, że atom składa się z cząstek elementarnych. Teoria budowy atomu potwierdziła poprawność Mendelejewa, permutacje tych pierwiastków niezgodne ze wzrostem mas atomowych są w pełni uzasadnione.

Współczesne ujęcie prawa okresowego.

Właściwości pierwiastków chemicznych i ich związków są okresowo zależne od wielkości ładunku jąder ich atomów, co wyraża się w okresowym powtarzaniu struktury zewnętrznej powłoki elektronowej walencyjnej.
A teraz, ponad 130 lat po odkryciu prawa okresowego, możemy powrócić do słów Dmitrija Iwanowicza, przyjętych jako motto naszej lekcji: „Przyszłość nie zagraża prawu okresowemu zniszczeniem, a jedynie nadbudową i rozwój obiecuje”. Ile pierwiastków chemicznych odkryto do tej pory? A to jest dalekie od limitu.

Graficzną reprezentacją prawa okresowego jest układ okresowy pierwiastków chemicznych. Jest to krótkie streszczenie całej chemii pierwiastków i ich związków.

Zmiany właściwości w układzie okresowym wraz ze wzrostem wartości mas atomowych w okresie (od lewej do prawej):

1. Zmniejszają się właściwości metaliczne

2. Zwiększają się właściwości niemetaliczne

3. Właściwości wyższych tlenków i wodorotlenków zmieniają się od zasadowych przez amfoteryczne do kwaśnych.

4. Wartościowość pierwiastków we wzorach wyższych tlenków wzrasta od IzanimVII, a we wzorach lotnych związków wodoru zmniejsza się od IV zanimI.

Podstawowe zasady budowy układu okresowego.

Znak porównania	D.I. Mendelejew
1. Jak ustala się kolejność elementów według liczb? (Jaka jest podstawa PS?)	Pierwiastki są wymienione w kolejności rosnących względnych mas atomowych. Są jednak wyjątki. Ar - K, Co - Ni, Te - I, Th - Pa
2. Zasada łączenia elementów w grupy.	Znak jakości. Podobieństwo właściwości substancji prostych i tego samego typu kompleksu.
3. Zasada łączenia elementów w okresy.

Ustawa okresowa została sformułowana przez D. I. Mendelejewa w \ (1869 \) roku. Do tego czasu \(63\) pierwiastki chemiczne były znane. Jako główną właściwość elementów wybrał Mendelejew względna masa atomowa . Wziął również pod uwagę skład, właściwości fizyczne i chemiczne prostych i złożonych substancji tworzonych przez pierwiastek.

Układając wszystkie znane pierwiastki chemiczne w porządku rosnącym mas atomowych, Mendelejew odkrył, że właściwości powtarzają się po określonej liczbie pierwiastków.

Powtórzmy działania Mendelejewa, biorąc pod uwagę fakt, że za jego czasów gazy szlachetne nie były jeszcze znane. Uporządkujmy pierwiastki w porządku rosnącym masy atomowej (drugi wiersz tabeli), wskażmy właściwości metaliczne i niemetaliczne, wzory i właściwości wyższych tlenków i wodorotlenków oraz wzory gazowych związków wodoru.

Jeśli dokładnie przeanalizujesz otrzymane sekwencje, zobaczysz powtarzalność właściwości metalicznych i niemetalicznych, składu i właściwości związków. Siedem pierwiastków z litu metalu alkalicznego w serii to sód metalu alkalicznego, a siedem pierwiastków z fluorowca fluorowca to chlorowiec chloru. Po siedmiu elementach pojawiają się te same wzory tlenków i związków wodorowych, ponieważ wartości walencyjne w związkach z tlenem i wodorem się powtarzają. Możemy sporządzić ich ogólne formuły.

Formuły wyższych tlenków: R2O, RO, R2O3, R2O2, R2O5, RO3, R2O7

Lotne związki wodoru (dla niemetali): RH 4, RH 3, RH 2, RH.

W ten sposób Mendelejew ustanowił częstotliwość zmian własności wraz ze wzrostem masy atomowej. W artykule „Okresowa regularność pierwiastków chemicznych” D. I. Mendelejew podał następujące sformułowanie prawa okresowego:

„Własności pierwiastków, a zatem właściwości utworzonych przez nie ciał prostych i złożonych, pozostają w okresowej zależności od masy atomowej”.

W tłumaczeniu na współczesny język naukowy brzmi to tak:

„Właściwości prostych substancji, a także skład i właściwości związków pierwiastków są okresowo zależne od względnych mas atomowych”.

Mendelejew podzielił wszystkie elementy na okresy.

Okres- szereg pierwiastków ułożonych w kolejności rosnącej względnej masy atomowej, zaczynając od metalu alkalicznego, a kończąc na halogenie i gazie obojętnym.

W okresie:

• metaliczne właściwości prostych substancji są stopniowo osłabiane, a niemetaliczne ulegają wzmocnieniu;
• najwyższa wartościowość pierwiastków w tlenie wzrasta od I (dla metali alkalicznych) do VII (dla halogenów);
• wartościowość pierwiastków niemetalicznych w lotnych związkach wodoru spada od IV do I (dla halogenów);
• właściwości wyższych tlenków i wodorotlenków zmieniają się stopniowo od zasadowych przez amfoteryczne do kwaśnych.

Prawo okresowe zostało dalej rozwinięte po zbadaniu struktury atomu przez fizyków. Okazało się, że główną cechą pierwiastka chemicznego nie jest względna masa atomowa, ale ładunek jądra atomowego. Współczesne sformułowanie ustawy o okresach jest nieco zmodyfikowane:

„Właściwości pierwiastków chemicznych i ich związków są okresowo zależne od ładunków jąder atomowych”.