أنظمة العناصر الكيميائية د ومندليف. الجدول الدوري للعناصر

24.09.2019

الجدول الدوري- مجموعة مرتبة من العناصر الكيميائية التصنيف الطبيعيوهو تعبير بياني (جدولي) عن القانون الدوري للعناصر الكيميائية. تم تطوير هيكلها، الذي يشبه إلى حد كبير الهيكل الحديث، بواسطة D. I. Mendeleev على أساس القانون الدوري في 1869-1871.

كان النموذج الأولي للنظام الدوري هو "تجربة نظام العناصر بناءً على وزنها الذري وتشابهها الكيميائي"، التي جمعها د. آي. مندليف في الأول من مارس عام 1869. وعلى مدار عامين ونصف، قام العالم باستمرار بتحسين النظام الدوري. "تجربة النظام" قدمت فكرة المجموعات والسلاسل وفترات العناصر. ونتيجة لذلك، اكتسب هيكل الجدول الدوري الخطوط العريضة الحديثة إلى حد كبير.

أصبح مفهوم مكان العنصر في النظام، والذي تحدده أعداد المجموعة والفترة، مهمًا لتطوره. وبناءً على هذا المفهوم، توصل مندليف إلى ضرورة تغيير الكتل الذرية لبعض العناصر: اليورانيوم والإنديوم والسيريوم وتوابعها. كان هذا هو الأول الاستخدام العمليالنظام الدوري. كما تنبأ مندليف لأول مرة بوجود وخصائص العديد من العناصر غير المعروفة. وصف العالم بالتفصيل أهم الخصائص ekaaluminium (الغاليوم المستقبلي)، ekaboron (سكانديوم) وekasilicon (الجرمانيوم). بالإضافة إلى ذلك، تنبأ بوجود نظائرها من المنغنيز (تكنيتيوم المستقبل والرينيوم)، والتيلوريوم (البولونيوم)، واليود (الأستاتين)، والسيزيوم (فرنسا)، والباريوم (الراديوم)، والتنتالوم (البروتكتينيوم). وكانت تنبؤات العالم فيما يتعلق بهذه العناصر الطابع العامنظرًا لوجود هذه العناصر في مناطق لم تتم دراستها كثيرًا في الجدول الدوري.

تمثل الإصدارات الأولى من النظام الدوري إلى حد كبير مجرد تعميم تجريبي. ففي نهاية المطاف، كان المعنى الفيزيائي للقانون الدوري غير واضح، ولم يكن هناك تفسير لأسباب التغير الدوري في خواص العناصر تبعا للزيادة. الكتل الذرية. وفي هذا الصدد، ظلت العديد من المشاكل دون حل. هل هناك حدود للجدول الدوري؟ هل من الممكن تحديد العدد الدقيق للعناصر الموجودة؟ ظل هيكل الفترة السادسة غير واضح - ما هي الكمية الدقيقة للعناصر الأرضية النادرة؟ ولم يكن معروفًا ما إذا كانت العناصر بين الهيدروجين والليثيوم لا تزال موجودة، وما هو هيكل الفترة الأولى. لذلك، حتى الإثبات المادي للقانون الدوري وتطوير نظرية النظام الدوري، نشأت صعوبات خطيرة أكثر من مرة. كان الاكتشاف في 1894-1898 غير متوقع. خمسة غازات خاملة يبدو أنه لا مكان لها في الجدول الدوري. وتم التخلص من هذه الصعوبة بفضل فكرة إدراج مجموعة صفرية مستقلة في بنية الجدول الدوري. الاكتشاف الشامل للعناصر المشعة في مطلع القرنين التاسع عشر والعشرين. (بحلول عام 1910 كان عددهم حوالي 40) أدى إلى تناقض حاد بين الحاجة إلى وضعها في الجدول الدوري وبنيته الحالية. ولم يكن هناك سوى 7 وظائف شاغرة لهم في الفترتين السادسة والسابعة. تم حل هذه المشكلة عن طريق وضع قواعد التحول واكتشاف النظائر.

أحد الأسباب الرئيسية لاستحالة تفسير المعنى المادي للقانون الدوري وبنية النظام الدوري هو عدم معرفة كيفية تركيب الذرة (انظر الذرة). كان أهم معلم في تطوير الجدول الدوري هو إنشاء النموذج الذري بواسطة إي. رذرفورد (1911). وعلى أساسه اقترح العالم الهولندي أ. فان دن بروك (1913) أن الرقم التسلسلي لعنصر ما في الجدول الدوري يساوي عددياً شحنة نواة ذرته (Z). وهذا ما أكده تجريبيا العالم الإنجليزي جي موسلي (1913). تلقى القانون الدوري مبررا ماديا: بدأ النظر في دورية التغيرات في خصائص العناصر اعتمادا على شحنة Z لنواة ذرة العنصر، وليس على الكتلة الذرية (انظر القانون الدوري للعناصر الكيميائية).

ونتيجة لذلك، تم تعزيز هيكل الجدول الدوري بشكل كبير. تم تحديد الحد الأدنى للنظام. هذا هو الهيدروجين - العنصر ذو الحد الأدنى Z = 1. أصبح من الممكن تقدير عدد العناصر بين الهيدروجين واليورانيوم بدقة. تم تحديد "الفجوات" في الجدول الدوري، والتي تتوافق مع العناصر غير المعروفة Z = 43، 61، 72، 75، 85، 87. ومع ذلك، ظلت الأسئلة حول العدد الدقيق للعناصر الأرضية النادرة غير واضحة، والأهم من ذلك، أسباب ذلك. لم يتم الكشف عن دورية التغيرات في خصائص العناصر اعتمادًا على Z.

واستنادا إلى البنية الراسخة للنظام الدوري ونتائج دراسة الأطياف الذرية، قام العالم الدنماركي ن. بور في 1918-1921. طور أفكارًا حول تسلسل بناء الأغلفة الإلكترونية والأغلفة الفرعية في الذرات. توصل العالم إلى استنتاج مفاده أن أنواعًا مماثلة من التكوينات الإلكترونية للأغلفة الخارجية للذرات تتكرر بشكل دوري. وهكذا تبين أن دورية التغيرات في خواص العناصر الكيميائية تفسر بوجود دورية في بناء الأغلفة الإلكترونية والأغلفة الفرعية للذرات.

يغطي الجدول الدوري أكثر من 100 عنصر. من بين هذه العناصر، تم الحصول على جميع عناصر ما بعد اليورانيوم (Z = 93–110)، بالإضافة إلى العناصر التي تحتوي على Z = 43 (التكنيتيوم)، 61 (البروميثيوم)، 85 (الأستاتين)، 87 (الفرانسيوم) بشكل مصطنع. طوال تاريخ وجود النظام الدوري، كثيرة جدا عدد كبير من(> 500) المتغيرات منه صورة بيانية، بشكل رئيسي في شكل جداول، ولكن أيضًا في شكل مختلف الأشكال الهندسية(المكانية والمستوية)، والمنحنيات التحليلية (اللوالب، وما إلى ذلك)، وما إلى ذلك. والأكثر انتشارًا هي أشكال الجداول القصيرة وشبه الطويلة والطويلة والسلمية. حاليا، تعطى الأفضلية للنموذج القصير.

المبدأ الأساسي لبناء الجدول الدوري هو تقسيمه إلى مجموعات وفترات. مفهوم مندليف لسلسلة العناصر لا يستخدم اليوم، لأنه خالي من المعنى المادي. وتنقسم المجموعات بدورها إلى مجموعات فرعية رئيسية (أ) وثانوية (ب). تحتوي كل مجموعة فرعية على عناصر - نظائرها الكيميائية. تظهر عناصر المجموعتين الفرعيتين a و b في معظم المجموعات أيضًا تشابهًا معينًا مع بعضها البعض، خاصة في حالات الأكسدة الأعلى، والتي، كقاعدة عامة، تساوي رقم المجموعة. الدورة هي مجموعة من العناصر تبدأ بمعدن قلوي وتنتهي بغاز خامل (حالة خاصة هي الدورة الأولى). تحتوي كل فترة على عدد محدد بدقة من العناصر. يتكون الجدول الدوري من ثماني مجموعات وسبع فترات، ولم تكتمل الدورة السابعة بعد.

خصوصية أولاًوهي تحتوي على عنصرين غازيين فقط في صورة حرة: الهيدروجين والهيليوم. مكان الهيدروجين في النظام غامض. نظرًا لأنه يعرض خصائص مشتركة بين الفلزات القلوية والهالوجينات، فإنه يتم وضعه إما في المجموعة الفرعية 1a، أو في المجموعة الفرعية Vlla، أو في كليهما في نفس الوقت، مع وضع الرمز بين قوسين في إحدى المجموعات الفرعية. الهيليوم هو الممثل الأول للمجموعة الفرعية VIIIa. لفترة طويلةتم فصل الهيليوم وجميع الغازات الخاملة إلى مجموعة صفرية منفصلة. وهذا الحكم يحتاج إلى مراجعة بعد التوليف مركبات كيميائيةالكريبتون والزينون والرادون. ونتيجة لذلك تم دمج الغازات النبيلة وعناصر المجموعة الثامنة السابقة (معادن الحديد والكوبالت والنيكل والبلاتين) ضمن مجموعة واحدة.

ثانيةتحتوي الفترة على 8 عناصر. يبدأ بالليثيوم فلز قلوي، وحالة أكسدته الوحيدة هي +1. ويأتي بعد ذلك البريليوم (معدن، حالة الأكسدة +2). يُظهر البورون بالفعل طابعًا معدنيًا ضعيفًا وهو غير معدني (حالة الأكسدة +3). بجانب البورون، الكربون هو مادة لا فلزية نموذجية تظهر حالتي الأكسدة +4 و−4. النيتروجين والأكسجين والفلور والنيون كلها لا فلزات، حيث يتمتع النيتروجين بأعلى حالة أكسدة تبلغ +5 المقابلة لرقم المجموعة. يعد الأكسجين والفلور من بين أكثر العناصر اللافلزية نشاطًا. وينهي النيون الغاز الخامل الفترة.

ثالثالفترة (الصوديوم - الأرجون) تحتوي أيضًا على 8 عناصر. إن طبيعة التغير في خصائصها تشبه إلى حد كبير تلك التي لوحظت في عناصر الفترة الثانية. ولكن هناك أيضًا بعض الخصوصية هنا. وبالتالي، فإن المغنيسيوم، على عكس البريليوم، أكثر فلزية، كما هو الحال مع الألومنيوم مقارنة بالبورون. السيليكون والفوسفور والكبريت والكلور والأرجون كلها مواد غير معدنية نموذجية. وجميعها، باستثناء الأرجون، تظهر حالات أكسدة أعلى تساوي رقم المجموعة.

وكما نرى، في كلتا الفترتين، مع زيادة Z، هناك إضعاف واضح للعناصر المعدنية وتقوية الخواص اللافلزية للعناصر. وصف D. I Mendeleev عناصر الفترتين الثانية والثالثة (بكلماته الصغيرة) بأنها نموذجية. تعد عناصر الفترات الصغيرة من بين العناصر الأكثر شيوعًا في الطبيعة. الكربون والنيتروجين والأكسجين (مع الهيدروجين) هي أعضاء، أي العناصر الرئيسية للمادة العضوية.

يتم وضع جميع عناصر الفترات الأولى والثالثة في مجموعات فرعية.

الرابعالفترة (البوتاسيوم – الكريبتون) تحتوي على 18 عنصر. وفقا لمندليف، هذا هو الأول فترة طويلة. بعد الفلزات القلويةيتبع البوتاسيوم والفلز القلوي الترابي الكالسيوم سلسلة من العناصر تتكون من 10 ما يسمى بالفلزات الانتقالية (السكانديوم – الزنك). يتم تضمين كل منهم في مجموعات فرعية ب. تظهر معظم الفلزات الانتقالية حالات أكسدة أعلى تساوي رقم المجموعة، باستثناء الحديد والكوبالت والنيكل. تنتمي العناصر، من الغاليوم إلى الكريبتون، إلى المجموعات الفرعية أ. يُعرف عدد من المركبات الكيميائية بالكريبتون.

الخامسالفترة (الروبيديوم – الزينون) تشبه في بنيتها الفترة الرابعة. كما يحتوي أيضًا على ملحق من 10 معادن انتقالية (الإيتريوم - الكادميوم). عناصر هذه الفترة لها خصائصها الخاصة. وفي ثلاثي الروثينيوم - الروديوم - البلاديوم، تُعرف مركبات الروثينيوم حيث تظهر حالة أكسدة تبلغ +8. تظهر جميع عناصر المجموعات الفرعية حالات أكسدة أعلى تساوي رقم المجموعة. إن سمات التغيرات في خصائص عناصر الفترتين الرابعة والخامسة مع زيادة Z أكثر تعقيدًا مقارنة بالفترتين الثانية والثالثة.

السادسالفترة (السيزيوم – الرادون) تضم 32 عنصرًا. تحتوي هذه الفترة، بالإضافة إلى 10 معادن انتقالية (اللانثانم، الهافنيوم - الزئبق)، أيضًا على مجموعة من 14 لانثانيدات - من السيريوم إلى اللوتيتيوم. العناصر من السيريوم إلى اللوتيتيوم متشابهة كيميائيًا جدًا، ولهذا السبب تم إدراجها منذ فترة طويلة في عائلة العناصر الأرضية النادرة. في الشكل القصير للجدول الدوري، يتم تضمين سلسلة من اللانثانيدات في خلية اللانثانم، ويرد فك رموز هذه السلسلة في أسفل الجدول (انظر اللانثانيدات).

ما هي خصوصية عناصر الفترة السادسة؟ في ثلاثي الأوسيميوم - الإيريديوم - البلاتين، تُعرف حالة الأكسدة +8 للأوسيميوم. يتمتع Astatine بشخصية معدنية واضحة إلى حد ما. يتمتع الرادون بأكبر قدر من التفاعل بين جميع الغازات النبيلة. لسوء الحظ، نظرًا لحقيقة أنه مشع للغاية، لم تتم دراسة كيمياءه إلا قليلاً (انظر العناصر المشعة).

سابعاالفترة تبدأ من فرنسا. مثل العنصر السادس، يجب أن يحتوي أيضًا على 32 عنصرًا، لكن 24 منهم لا يزالون معروفين، وهم على التوالي عنصران من المجموعتين الفرعيتين Ia وIIa، وينتمي الأكتينيوم إلى المجموعة الفرعية IIIb. بعد ذلك تأتي عائلة الأكتينيدات، والتي تتضمن عناصر من الثوريوم إلى اللورنسيوم ويتم وضعها بشكل مشابه لللانثانيدات. ويرد أيضًا فك تشفير هذه السلسلة من العناصر في أسفل الجدول.

الآن دعونا نرى كيف تتغير خصائص العناصر الكيميائية مجموعات فرعيةالنظام الدوري. النمط الرئيسي لهذا التغيير هو تعزيز الطابع المعدني للعناصر مع زيادة Z. ويتجلى هذا النمط بشكل واضح في المجموعات الفرعية IIIa-VIIa. بالنسبة للمعادن من المجموعات الفرعية Ia-IIIa، لوحظ زيادة في النشاط الكيميائي. بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية IVa-VIIa، مع زيادة Z، يلاحظ ضعف النشاط الكيميائي للعناصر. بالنسبة لعناصر المجموعة الفرعية ب، تكون طبيعة التغير في النشاط الكيميائي أكثر تعقيدًا.

تم تطوير نظرية النظام الدوري بواسطة ن. بور وعلماء آخرين في العشرينات. القرن العشرين ويستند إلى مخطط حقيقي لتشكيل التكوينات الإلكترونية للذرات (انظر الذرة). وفقًا لهذه النظرية، مع زيادة Z، فإن ملء الأغلفة الإلكترونية والأغلفة الفرعية في ذرات العناصر المدرجة في فترات الجدول الدوري يحدث بالتسلسل التالي:

أرقام الفترة
1	2	3	4	5	6	7
1 ثانية	2s2p	3s3p	4s3d4p	5s4d5p	6s4f5d6p	7s5f6d7p

بناءً على نظرية النظام الدوري يمكننا إعطاء التعريف التالي للدورة: الدورة هي مجموعة من العناصر تبدأ بعنصر قيمته n تساوي رقم الفترة و l = 0 (عناصر s) وتنتهي مع عنصر له نفس القيمة n و l = 1 (عناصر العناصر p) (انظر الذرة). الاستثناء هو الفترة الأولى، التي تحتوي على عناصر 1s فقط. ومن نظرية النظام الدوري فإن أعداد العناصر في الدورات كالتالي: 2، 8، 8، 18، 18، 32...

في الجدول، يتم عرض رموز العناصر من كل نوع (عناصر s- وp- وd- وf) على خلفية لونية محددة: عناصر s - باللون الأحمر، وعناصر p - على اللون البرتقالي، وعناصر d - على اللون الأزرق، عناصر F - على اللون الأخضر. تعرض كل خلية الأرقام التسلسلية والكتل الذرية للعناصر، وكذلك التكوينات الإلكترونيةالأغلفة الإلكترونية الخارجية.

يترتب على نظرية النظام الدوري أن المجموعات الفرعية a تتضمن عناصر ذات n تساوي رقم الفترة، و l = 0 و 1. تشتمل المجموعات الفرعية b على تلك العناصر في ذراتها التي تم إكمال الأصداف التي بقيت سابقًا يحدث غير مكتمل. ولهذا السبب لا تحتوي الفترات الأولى والثانية والثالثة على عناصر المجموعات الفرعية ب.

يرتبط هيكل الجدول الدوري للعناصر ارتباطًا وثيقًا بتركيب ذرات العناصر الكيميائية. مع زيادة Z، تتكرر أنواع مماثلة من تكوين أغلفة الإلكترون الخارجية بشكل دوري. وهي تحدد السمات الرئيسية للسلوك الكيميائي للعناصر. تتجلى هذه الميزات بشكل مختلف بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية a (عناصر s و p)، وبالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية b (عناصر d الانتقالية) وعناصر عائلات f - اللانثانيدات والأكتينيدات. حالة خاصةتمثل عناصر الفترة الأولى - الهيدروجين والهيليوم. يتميز الهيدروجين بالنشاط الكيميائي العالي لأنه يمكن إزالة إلكترونه الوحيد بسهولة. وفي الوقت نفسه، فإن تكوين الهيليوم (1s 2) مستقر للغاية، وهو ما يحدد عدم نشاطه الكيميائي.

بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية a، تمتلئ أغلفة الإلكترون الخارجية للذرات (مع n يساوي رقم الفترة)، وبالتالي تتغير خصائص هذه العناصر بشكل ملحوظ مع زيادة Z، وبالتالي، في الدورة الثانية، الليثيوم (تكوين 2s ) هو معدن نشط يفقد بسهولة إلكترون التكافؤ الوحيد الخاص به. البريليوم (2s 2) هو أيضًا معدن، ولكنه أقل نشاطًا بسبب حقيقة أن إلكتروناته الخارجية مرتبطة بشكل أكثر إحكامًا بالنواة. علاوة على ذلك، فإن البورون (2s 2 p) له طابع معدني معبر عنه بشكل ضعيف، وجميع العناصر اللاحقة للفترة الثانية، التي تم بناء الغلاف الفرعي 2p فيها، هي بالفعل غير معدنية. التكوين المكون من ثمانية إلكترونات للغلاف الإلكتروني الخارجي للنيون (2s 2 p 6) - وهو غاز خامل - قوي جدًا.

يتم تفسير الخواص الكيميائية لعناصر الفترة الثانية من خلال رغبة ذراتها في الحصول على التكوين الإلكتروني لأقرب غاز خامل (تكوين الهيليوم للعناصر من الليثيوم إلى الكربون أو تكوين النيون للعناصر من الكربون إلى الفلور). ولهذا السبب، على سبيل المثال، لا يمكن للأكسجين أن يظهر حالة أكسدة أعلى مساوية لرقم مجموعته: فمن الأسهل عليه تحقيق تكوين النيون عن طريق الحصول على إلكترونات إضافية. تتجلى نفس طبيعة التغيرات في الخصائص في عناصر الفترة الثالثة وفي عناصر s و p في جميع الفترات اللاحقة. في الوقت نفسه، يتجلى ضعف قوة الرابطة بين الإلكترونات الخارجية والنواة في المجموعات الفرعية مع زيادة Z في خصائص العناصر المقابلة. وبالتالي، بالنسبة للعناصر هناك زيادة ملحوظة في النشاط الكيميائي مع زيادة Z، وبالنسبة للعناصر p هناك زيادة في الخواص المعدنية.

في ذرات العناصر الانتقالية، تكتمل الأغلفة غير المكتملة سابقًا بقيمة العنصر الرئيسي رقم الكم n، واحد أقل من رقم الفترة. مع بعض الاستثناءات، يكون تكوين الأغلفة الإلكترونية الخارجية لذرات العناصر الانتقالية هو ns 2. ولذلك، فإن جميع العناصر d هي معادن، ولهذا السبب فإن التغيرات في خصائص العناصر d مع زيادة Z ليست حادة مثل تلك التي لوحظت في العناصر s وp. في حالات الأكسدة الأعلى، تظهر العناصر d تشابهًا معينًا مع العناصر p في المجموعات المقابلة في الجدول الدوري.

يتم تفسير خصوصيات خصائص عناصر الثلاثيات (المجموعة الفرعية VIIIb) من خلال حقيقة أن الأغلفة الفرعية b على وشك الاكتمال. وهذا هو السبب في أن معادن الحديد والكوبالت والنيكل والبلاتين، كقاعدة عامة، لا تميل إلى إنتاج مركبات في حالات الأكسدة العالية. والاستثناءان الوحيدان هما الروثينيوم والأوسيميوم، اللذان يعطيان الأكاسيد RuO 4 و OsO 4 . بالنسبة لعناصر المجموعتين الفرعيتين Ib وIIb، تكون القشرة الفرعية d مكتملة بالفعل. ولذلك، فإنها تظهر حالات الأكسدة مساوية لرقم المجموعة.

في ذرات اللانثانيدات والأكتينيدات (جميعها معادن)، تكتمل الأغلفة الإلكترونية غير المكتملة سابقًا وتكون قيمة رقم الكم الرئيسي n أقل بوحدتين من رقم الفترة. في ذرات هذه العناصر، يظل تكوين الغلاف الإلكتروني الخارجي (ns 2) دون تغيير، ويمتلئ الغلاف N الخارجي الثالث بإلكترونات 4f. هذا هو السبب في أن اللانثانيدات متشابهة إلى حد كبير.

بالنسبة للأكتينيدات فإن الوضع أكثر تعقيدًا. في ذرات العناصر ذات Z = 90–95، يمكن للإلكترونات 6d و5f المشاركة في التفاعلات الكيميائية. لذلك، الأكتينيدات لديها العديد من حالات الأكسدة. على سبيل المثال، بالنسبة للنبتونيوم والبلوتونيوم والأمريسيوم، تُعرف المركبات حيث تظهر هذه العناصر في الحالة سباعي التكافؤ. فقط بالنسبة للعناصر، بدءًا من الكوريوم (Z = 96)، تصبح الحالة الثلاثية مستقرة، ولكن هذا له أيضًا خصائصه الخاصة. وبالتالي فإن خصائص الأكتينيدات تختلف بشكل كبير عن خصائص اللانثانيدات، وبالتالي لا يمكن اعتبار العائلتين متشابهتين.

تنتهي عائلة الأكتينيدات بالعنصر Z = 103 (اللورنسيوم). يوضح تقييم الخواص الكيميائية للكورتشاتوفيوم (Z = 104) والنيلسبوريوم (Z = 105) أن هذه العناصر يجب أن تكون نظائرها للهافنيوم والتنتالوم، على التوالي. لذلك، يعتقد العلماء أنه بعد عائلة الأكتينيدات في الذرات، يبدأ الملء المنهجي للغلاف الفرعي 6d. درجة الطبيعة الكيميائيةالعناصر ذات Z = 106–110 لم يتم تنفيذها تجريبياً.

العدد النهائي للعناصر التي يغطيها الجدول الدوري غير معروف. ربما تكون مشكلة الحد الأعلى هي اللغز الرئيسي للجدول الدوري. أثقل عنصر تم اكتشافه في الطبيعة هو البلوتونيوم (Z = 94). تم الوصول إلى حد الاندماج النووي الاصطناعي - عنصر ذو رقم ذري 110. ويظل السؤال مفتوحًا: هل سيكون من الممكن الحصول على عناصر ذات أعداد ذرية كبيرة، أي منها وكم عددها؟ لا يمكن حتى الآن الإجابة على هذا بأي قدر من اليقين.

وباستخدام حسابات معقدة أجريت على أجهزة الكمبيوتر الإلكترونية، حاول العلماء تحديد بنية الذرات وتقييم أهم خصائص "العناصر الفائقة"، وصولا إلى أرقام تسلسلية ضخمة (Z = 172 وحتى Z = 184). وكانت النتائج التي تم الحصول عليها غير متوقعة تماما. على سبيل المثال، في ذرة عنصر Z = 121، من المتوقع أن يظهر إلكترون 8p؛ وذلك بعد اكتمال تكوين الغلاف الفرعي 8s في الذرات ذات Z = 119 و120. لكن ظهور إلكترونات p بعد إلكترونات s لوحظ فقط في ذرات عناصر الفترتين الثانية والثالثة. تظهر الحسابات أيضًا أنه في عناصر الدورة الثامنة الافتراضية، يحدث ملء الأغلفة الإلكترونية والأغلفة الفرعية للذرات بتسلسل معقد للغاية وفريد من نوعه. ولذلك، فإن تقييم خصائص العناصر المقابلة يمثل مشكلة صعبة للغاية. يبدو أن الدورة الثامنة يجب أن تحتوي على 50 عنصرًا (Z = 119–168)، لكن وفقًا للحسابات، يجب أن تنتهي عند العنصر ذو Z = 164، أي عند 4 الأرقام التسلسليةسابقًا. واتضح أن الفترة التاسعة "الغريبة" يجب أن تتكون من 8 عناصر. إليكم مدخلته "الإلكترونية": 9س 2 8 ف 4 9 ف 2. بمعنى آخر، ستحتوي على 8 عناصر فقط، مثل الفترتين الثانية والثالثة.

من الصعب تحديد مدى صحة الحسابات التي يتم إجراؤها باستخدام الكمبيوتر. ومع ذلك، إذا تم تأكيدها، فسيكون من الضروري إعادة النظر بجدية في الأنماط التي يقوم عليها الجدول الدوري للعناصر وبنيته.

لقد لعب الجدول الدوري ولا يزال يلعب دورًا كبيرًا في التطور مناطق مختلفةعلوم طبيعية. وكان من أهم إنجازات علم الذرة الجزيئية، وساهم في ظهور المفهوم الحديث لـ”العنصر الكيميائي” وتوضيح مفاهيم العنصر الكيميائي. مواد بسيطةآه والاتصالات.

وكان للانتظامات التي كشف عنها النظام الدوري أثر كبير في تطور نظرية التركيب الذري، واكتشاف النظائر، وظهور الأفكار حول الدورية النووية. يرتبط النظام الدوري بصياغة علمية صارمة لمشكلة التنبؤ في الكيمياء. وقد تجلى ذلك في التنبؤ بوجود وخصائص العناصر غير المعروفة والسمات الجديدة للسلوك الكيميائي للعناصر المكتشفة بالفعل. في الوقت الحاضر، يمثل الجدول الدوري أساس الكيمياء، وهو في المقام الأول غير عضوي، مما يساعد بشكل كبير في حل المشكلة التوليف الكيميائيالمواد ذات الخصائص المحددة مسبقًا، وتطوير مواد شبه موصلة جديدة، واختيار محفزات محددة لمختلف العمليات الكيميائيةإلخ. وأخيراً، فإن الجدول الدوري هو الأساس الذي يقوم عليه تدريس الكيمياء.

تكوين الذرة.

تتكون الذرة من النواة الذريةو قذيفة الإلكترون.

تتكون نواة الذرة من بروتونات ( ع+) والنيوترونات ( ن 0). تحتوي معظم ذرات الهيدروجين على نواة تتكون من بروتون واحد.

عدد البروتونات ن(ع+) يساوي الشحنة النووية ( ز) والرقم الترتيبي للعنصر في السلسلة الطبيعية للعناصر (وفي الجدول الدوري للعناصر).

ن(ص +) = ز

مجموع النيوترونات ن(ن 0)، يُشار إليه ببساطة بالحرف ن، وعدد البروتونات زمُسَمًّى عدد جماعيويتم تحديده بالحرف أ.

أ = ز + ن

يتكون الغلاف الإلكتروني للذرة من إلكترونات تتحرك حول النواة ( ه -).

عدد الإلكترونات ن(ه-) في الغلاف الإلكتروني للذرة المحايدة يساوي عدد البروتونات زفي الصميم.

وكتلة البروتون تساوي تقريبا كتلة النيوترون و 1840 مرة كتلة الإلكترون، وبالتالي فإن كتلة الذرة تساوي تقريبا كتلة النواة.

شكل الذرة كروي. نصف قطر النواة أصغر بحوالي 100.000 مرة من نصف قطر الذرة.

عنصر كيميائي- نوع الذرات (مجموعة الذرات) التي لها نفس الشحنة النووية (مع نفس عدد البروتونات في النواة).

النظائر- مجموعة ذرات من نفس العنصر بنفس عدد النيوترونات في النواة (أو نوع من الذرة له نفس عدد البروتونات ونفس عدد النيوترونات في النواة).

وتختلف النظائر المختلفة عن بعضها البعض في عدد النيوترونات الموجودة في نوى ذراتها.

تسمية الذرة أو النظير الفردي: (رمز العنصر E)، على سبيل المثال: .

هيكل الغلاف الإلكتروني للذرة

المدار الذري- حالة الإلكترون في الذرة. رمز المدار هو . ولكل مداري سحابة إلكترونية مقابلة.

مدارات الذرات الحقيقية في الحالة الأرضية (غير المثارة) هي من أربعة أنواع: س, ص, دو F.

السحابة الإلكترونية- جزء من الفضاء الذي يمكن العثور فيه على إلكترون باحتمال 90 (أو أكثر) بالمائة.

ملحوظة: في بعض الأحيان المفاهيم " المدار الذري"" و"السحابة الإلكترونية" غير مميزين، ويطلق عليهما اسم "المدار الذري".

يتكون الغلاف الإلكتروني للذرة من طبقات. الطبقة الإلكترونيةتتكون من السحب الإلكترونية نفس الحجم. تتكون المدارات من طبقة واحدة المستوى الإلكتروني ("الطاقة").، طاقاتها هي نفسها بالنسبة لذرة الهيدروجين، ولكنها مختلفة بالنسبة للذرات الأخرى.

يتم تجميع المدارات من نفس النوع في الإلكترونية (الطاقة)المستويات الفرعية:
س- المستوى الفرعي (يتكون من واحد س-المدارات)، رمز - .
ص- المستوى الفرعي (يتكون من ثلاثة ص
د-المستوى الفرعي (يتكون من خمسة د-المدارات)، الرمز - .
F-المستوى الفرعي (يتكون من سبعة F-المدارات)، الرمز - .

طاقات المدارات من نفس المستوى الفرعي هي نفسها.

عند تعيين المستويات الفرعية يتم إضافة رقم الطبقة (المستوى الإلكتروني) إلى رمز المستوى الفرعي، على سبيل المثال: 2 س, 3ص, 5دوسائل س-المستوى الفرعي من المستوى الثاني ص-المستوى الفرعي من المستوى الثالث د-المستوى الفرعي من المستوى الخامس.

إجمالي عدد المستويات الفرعية في مستوى واحد يساوي رقم المستوى ن. إجمالي عدد المدارات على مستوى واحد يساوي ن 2. وبناء على ذلك، فإن العدد الإجمالي للسحب في طبقة واحدة يساوي أيضا ن 2 .

التسميات: - مداري حر (بدون إلكترونات)، - مداري مع إلكترون غير متزاوج، - المداري ج الزوج الإلكتروني(مع إلكترونين).

يتم تحديد الترتيب الذي تملأ به الإلكترونات مدارات الذرة من خلال ثلاثة قوانين للطبيعة (يتم تقديم الصيغ بمصطلحات مبسطة):

1. مبدأ الطاقة الأقل - تملأ الإلكترونات المدارات من أجل زيادة طاقة المدارات.

2. مبدأ باولي - لا يمكن أن يكون هناك أكثر من إلكترونين في مدار واحد.

3. قاعدة هوند - ضمن المستوى الفرعي، تملأ الإلكترونات المدارات الفارغة أولاً (واحدًا تلو الآخر)، وبعد ذلك فقط تشكل أزواجًا من الإلكترونات.

إجمالي عدد الإلكترونات في المستوى الإلكتروني (أو طبقة الإلكترون) هو 2 ن 2 .

يتم التعبير عن توزيع المستويات الفرعية حسب الطاقة على النحو التالي (حسب زيادة الطاقة):

1س, 2س, 2ص, 3س, 3ص, 4س, 3د, 4ص, 5س, 4د, 5ص, 6س, 4F, 5د, 6ص, 7س, 5F, 6د, 7ص ...

يتم التعبير عن هذا التسلسل بوضوح من خلال مخطط الطاقة:

يمكن وصف توزيع إلكترونات الذرة عبر المستويات والمستويات الفرعية والمدارات (التكوين الإلكتروني للذرة) كصيغة إلكترونية، أو مخطط طاقة، أو بشكل أكثر بساطة، كرسم تخطيطي لطبقات الإلكترون ("مخطط الإلكترون").

أمثلة على التركيب الإلكتروني للذرات:

إلكترونات التكافؤ- إلكترونات الذرة التي يمكن أن تشارك في التكوين الروابط الكيميائية. بالنسبة لأي ذرة، هذه هي جميع الإلكترونات الخارجية بالإضافة إلى الإلكترونات ما قبل الخارجية التي تكون طاقتها أكبر من طاقة الإلكترونات الخارجية. على سبيل المثال: تحتوي ذرة الكالسيوم على 4 إلكترونات خارجية س 2، وهم أيضا التكافؤ. تحتوي ذرة الحديد على 4 إلكترونات خارجية س 2 ولكن لديه 3 د 6، وبالتالي فإن ذرة الحديد لديها 8 إلكترونات التكافؤ. التكافؤ صيغة إلكترونيةذرات الكالسيوم - 4 س 2، وذرات الحديد - 4 س 2 3د 6 .

الجدول الدوري للعناصر الكيميائية بقلم D. I. Mendeleev
(النظام الطبيعيالعناصر الكيميائية)

القانون الدوري للعناصر الكيميائية(صياغة حديثة): خواص العناصر الكيميائية وكذلك البسيطة و مواد معقدةالتي تشكلها، تعتمد بشكل دوري على قيمة الشحنة من النوى الذرية.

الجدول الدوري- التعبير البياني للقانون الدوري.

سلسلة طبيعية من العناصر الكيميائية- سلسلة من العناصر الكيميائية مرتبة حسب زيادة عدد البروتونات في نوى ذراتها، أو ما شابه ذلك حسب زيادة شحنات نوى هذه الذرات. الرقم التسلسلي للعنصر في هذا الصف يساوي العددالبروتونات الموجودة في نواة أي ذرة من ذلك العنصر.

يتم إنشاء جدول العناصر الكيميائية عن طريق "تقطيع" السلسلة الطبيعية للعناصر الكيميائية فترات(صفوف الجدول الأفقية) ومجموعات (أعمدة الجدول الرأسية) من العناصر المتشابهة الهيكل الإلكترونيالذرات.

اعتمادًا على الطريقة التي تجمع بها العناصر في مجموعات، قد يكون الجدول كذلك فترة طويلة(يتم جمع العناصر التي لها نفس عدد ونوع إلكترونات التكافؤ في مجموعات) و فترة قصيرة(يتم جمع العناصر التي لها نفس عدد إلكترونات التكافؤ في مجموعات).

تنقسم مجموعات الجدول القصير المدة إلى مجموعات فرعية ( رئيسيو جانب)، بالتزامن مع مجموعات الجدول الدوري الطويل.

جميع ذرات العناصر لها نفس الفترة نفس الرقمالطبقات الإلكترونية تساوي رقم الفترة.

عدد العناصر في الفترات: 2، 8، 8، 18، 18، 32، 32. تم الحصول على معظم عناصر الدورة الثامنة بشكل مصطنع ولم يتم تصنيع العناصر الأخيرة من هذه الفترة بعد. جميع الفترات ما عدا الأولى تبدأ بعنصر تكوين فلز قلوي (Li، Na، K، إلخ) وتنتهي بعنصر تكوين غاز خامل (He، Ne، Ar، Kr، إلخ).

يوجد في جدول الدورة القصيرة ثماني مجموعات، تنقسم كل منها إلى مجموعتين فرعيتين (رئيسية وثانوية)، في جدول الدورة الطويلة توجد ستة عشر مجموعة، مرقمة بالأرقام الرومانية بالحرف A أو B، ل على سبيل المثال: IA، IIIB، VIA، VIIB. تتوافق المجموعة IA من الجدول الطويل مع المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الأولى من الجدول القصير؛ المجموعة VIIB - المجموعة الفرعية الثانوية للمجموعة السابعة: الباقي - بالمثل.

تتغير خصائص العناصر الكيميائية بشكل طبيعي في المجموعات والفترات.

في فترات (مع زيادة الرقم التسلسلي)

تزداد الشحنة النووية
يزداد عدد الإلكترونات الخارجية
يتناقص نصف قطر الذرات ،
تزداد قوة الرابطة بين الإلكترونات والنواة (طاقة التأين)،
تزداد السالبية الكهربية
يتم تعزيز الخصائص المؤكسدة للمواد البسيطة ("غير المعدنية")،
تضعف خصائص الاختزال للمواد البسيطة ("المعدنية")،
يضعف الطابع الأساسي للهيدروكسيدات والأكاسيد المقابلة،
يزداد الطابع الحمضي للهيدروكسيدات والأكاسيد المقابلة.

في مجموعات (مع زيادة الرقم التسلسلي)

تزداد الشحنة النووية
يزيد نصف قطر الذرات (فقط في المجموعات A)،
تقل قوة الرابطة بين الإلكترونات والنواة (طاقة التأين؛ فقط في المجموعات أ)،
تنخفض السالبية الكهربية (فقط في المجموعات A) ،
تضعف الخصائص المؤكسدة للمواد البسيطة ("غير المعدنية"؛ فقط في المجموعات A)،
يتم تعزيز خصائص الاختزال للمواد البسيطة ("المعدنية"؛ فقط في المجموعات A)،
يزداد الطابع الأساسي للهيدروكسيدات والأكاسيد المقابلة (فقط في المجموعات A)،
يضعف الطابع الحمضي للهيدروكسيدات والأكاسيد المقابلة (فقط في المجموعات A)،
يتناقص استقرار مركبات الهيدروجين (يزداد نشاطها المختزل؛ فقط في المجموعات A).

المهام والاختبارات حول موضوع "الموضوع 9. "بنية الذرة. القانون الدوري والنظام الدوري للعناصر الكيميائية بقلم D. I. Mendeleev (PSHE) "."

القانون الدوري - القانون الدوري وبنية الذرات، الصفوف 8-9
يجب أن تعرف: قوانين ملء المدارات بالإلكترونات (مبدأ الطاقة الأقل، مبدأ باولي، قاعدة هوند)، بنية الجدول الدوري للعناصر.
يجب أن تكون قادرًا على: تحديد تركيب الذرة من خلال موقع العنصر في الجدول الدوري، وعلى العكس من ذلك، العثور على عنصر في النظام الدوري، ومعرفة تركيبه؛ تصوير مخطط الهيكل والتكوين الإلكتروني للذرة والأيون، وعلى العكس من ذلك، تحديد موضع العنصر الكيميائي في أحداث الاحتواء المتعلقة بسلامة العمليات من المخطط والتكوين الإلكتروني؛ وصف العنصر والمواد التي يتكون منها وفقًا لموقعه في حدث الاحتواء المتعلق بسلامة العملية؛ تحديد التغيرات في نصف قطر الذرات وخصائص العناصر الكيميائية والمواد التي تشكلها خلال فترة واحدة ومجموعة فرعية رئيسية واحدة من النظام الدوري.
مثال 1.تحديد عدد المدارات في مستوى الإلكترون الثالث. ما هي هذه المدارات؟
لتحديد عدد المدارات، نستخدم الصيغة نالمدارات = ن 2 حيث ن- رقم المستوى. نالمدارات = 3 2 = 9. واحد 3 س-، ثلاثة 3 ص- وخمسة 3 د-المدارات.
مثال 2.حدد ذرة العنصر التي لها الصيغة الإلكترونية 1 س 2 2س 2 2ص 6 3س 2 3ص 1 .
من أجل تحديد العنصر، تحتاج إلى معرفة العدد الذري له، وهو ما يعادل العدد الإجمالي للإلكترونات في الذرة. في في هذه الحالة: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. هذا هو الألومنيوم.
بعد التأكد من تعلم كل ما تحتاجه، انتقل إلى إكمال المهام. نتمنى لك النجاح.

اقتراحات للقراءة:
- O. S. Gabrielyan وآخرون الكيمياء الصف الحادي عشر. م.، الحبارى، 2002؛
- جي إي رودزيتيس، إف جي فيلدمان. الكيمياء الصف الحادي عشر. م. التربية، 2001.

رقم المحاضرة 2

الجدول الدوري للعناصر الكيميائية D.I. مندليف

يخطط:

اكتشاف بواسطة د. قانون مندليف الدوري

مبدأ بناء الجدول الدوري

القانون الدوري كما صاغه D.I. مندليف.

الجدول الدوري للعناصر الكيميائية هو تصنيف طبيعي للعناصر الكيميائية، وهو عبارة عن تعبير بياني (جدولي) للقانون الدوري للعناصر الكيميائية. تم تطوير هيكلها، الذي يشبه إلى حد كبير الحديث، من قبل D. I. Mendeleev على أساس القانون الدوري في 1869-1871.

النموذج الأولي للنظام الدوري كان " تجربة نظام العناصر على أساس وزنها الذري وتشابهها الكيميائي "، تجميع وانتاج دي. مندليف 1 مارس 1869. على مدار عامين، قام العالم باستمرار بتحسين "تجربة النظام" وقدم مفهوم المجموعات والسلاسل وفترات العناصر. ونتيجة لذلك، اكتسب هيكل الجدول الدوري الخطوط العريضة الحديثة إلى حد كبير.

أصبح مفهوم مكان العنصر في النظام، والذي تحدده أعداد المجموعة والفترة، مهمًا لتطوره. وبناءً على هذا المفهوم، توصل مندليف إلى ضرورة تغيير الكتل الذرية لبعض العناصر الكيميائية: اليورانيوم والإنديوم والسيريوم وتوابعها. وكان هذا أول تطبيق عملي للجدول الدوري. كما تنبأ مندليف بوجود عدة عناصر غير معروفة لأول مرة. ووصف العالم أهم خصائص إيكا الألومنيوم (مستقبل الغاليوم) وإيكا بورون (سكانديوم) وإيكا سيليكون (الجرمانيوم). بالإضافة إلى ذلك، تنبأ بوجود نظائرها من المنغنيز (تكنيتيوم المستقبل والرينيوم)، والتيلوريوم (البولونيوم)، واليود (الأستاتين)، والسيزيوم (فرنسا)، والباريوم (الراديوم)، والتنتالوم (البروتكتينيوم). وكانت توقعات العالم بشأن هذه العناصر ذات طبيعة عامة، إذ كانت هذه العناصر تقع في مناطق غير مدروسة في الجدول الدوري.

تمثل الإصدارات الأولى من النظام الدوري للعناصر الكيميائية إلى حد كبير مجرد تعميم تجريبي. وعلى أية حال، فإن المعنى الفيزيائي للقانون الدوري لم يكن واضحا؛ ولم يكن هناك تفسير لأسباب التغير الدوري في خصائص العناصر اعتمادا على زيادة الكتل الذرية. وفي هذا الصدد، ظلت العديد من المشاكل دون حل. هل هناك حدود للجدول الدوري؟ هل من الممكن تحديد العدد الدقيق للعناصر الموجودة؟ ما ظل غير واضح هو هيكل الفترة السادسة - ما هي الكمية الدقيقة للعناصر الأرضية النادرة. ولم يكن معروفًا ما إذا كانت العناصر بين الهيدروجين والليثيوم لا تزال موجودة، وما هو هيكل الفترة الأولى. لذلك، حتى الإثبات المادي للقانون الدوري وتطوير نظرية النظام الدوري، نشأت صعوبات خطيرة أكثر من مرة. كان الاكتشاف في 1894-1898 غير متوقع. مجرات من الغازات الخاملة، والتي يبدو أنه لا مكان لها في الجدول الدوري. وتم التخلص من هذه الصعوبة بفضل فكرة إدراج مجموعة صفرية مستقلة في بنية الجدول الدوري. الاكتشاف الشامل للعناصر المشعة في مطلع القرنين التاسع عشر والعشرين. (بحلول عام 1910 كان عددهم حوالي 40) أدى إلى تناقض حاد بين الحاجة إلى وضعها في الجدول الدوري وبنيته الحالية. ولم يكن هناك سوى 7 وظائف شاغرة لهم في الفترتين السادسة والسابعة. تم حل هذه المشكلة عن طريق وضع قواعد التحول واكتشاف النظائر.

أحد الأسباب الرئيسية لاستحالة تفسير المعنى الفيزيائي للقانون الدوري وبنية النظام الدوري هو عدم معرفة كيفية بناء الذرة (انظر الذرة). كان أهم معلم في تطوير الجدول الدوري هو إنشاء النموذج الذري بواسطة إي. رذرفورد (1911). وعلى أساسه اقترح العالم الهولندي أ. فان دن بروك (1913) أن الرقم التسلسلي لعنصر ما في الجدول الدوري يساوي عددياً شحنة نواة ذرته (Z). وهذا ما أكده تجريبيا العالم الإنجليزي جي موسلي (1913). تلقى القانون الدوري مبررًا فيزيائيًا: بدأ أخذ دورية التغيرات في خصائص العناصر في الاعتبار اعتمادًا على الشحنة Z لنواة ذرة العنصر، وليس على الكتلة الذرية.

نتيجة لذلك، تم تعزيز هيكل النظام الدوري Mendeleev بشكل كبير. تم تحديد الحد الأدنى للنظام. هذا هو الهيدروجين - العنصر ذو الحد الأدنى Z = 1. أصبح من الممكن تقدير عدد العناصر بين الهيدروجين واليورانيوم بدقة. تم تحديد "الفجوات" في الجدول الدوري، والتي تتوافق مع العناصر غير المعروفة Z = 43، 61، 72، 75، 85، 87. ومع ذلك، ظلت الأسئلة حول العدد الدقيق للعناصر الأرضية النادرة غير واضحة، والأهم من ذلك، أسباب ذلك. لم يتم الكشف عن دورية التغيرات في خصائص العناصر اعتمادًا على Z.

واستناداً إلى البنية الحالية للنظام الدوري ونتائج دراسة الأطياف الذرية، توصل العالم الدنماركين. بور في 1918 - 1921زز. طور أفكارًا حول تسلسل بناء الأغلفة الإلكترونية والأغلفة الفرعية في الذرات. توصل العالم إلى استنتاج مفاده أن أنواعًا مماثلة من التكوينات الإلكترونية للذرات تتكرر بشكل دوري. وهكذا تبين أن دورية التغيرات في خواص العناصر الكيميائية تفسر بوجود دورية في بناء الأغلفة الإلكترونية والأغلفة الفرعية للذرات.

يغطي الجدول الدوري حاليًا 117 عنصرًا.من بين هذه العناصر، تم الحصول على جميع عناصر ما بعد اليورانيوم (Z" = 93 - 117)، وكذلك العناصر التي تحتوي على Z = 43 (التكنيتيوم)، 61 (البروميثيوم)، 85 (الأستاتين)، 87 (الفرانسيوم) بشكل صناعي. وجود النظام الدوري، فقد تم اقتراح عدد كبير (> 500) من الخيارات لتمثيله الرسومي، بشكل رئيسي في شكل جداول، وكذلك في شكل أشكال هندسية مختلفة (مكانية ومستوية)، منحنيات تحليلية (حلزونية) ، وما إلى ذلك)، وما إلى ذلك. والأكثر انتشارا هي أشكال الجداول الدورية القصيرة والطويلة والسلمية. حاليا، يتم إعطاء الأفضلية للقصيرة.

مبدأ اساسي بناء الجدول الدوري هوالتقسيم إلى مجموعات وفترات.مفهوم مندليف لسلسلة العناصر لا يستخدم اليوم، لأنه خالي من المعنى المادي.وتنقسم المجموعات بدورها إلى مجموعات فرعية رئيسية (أ) وثانوية (ب).تحتوي كل مجموعة فرعية على عناصر - نظائرها الكيميائية. تظهر عناصر المجموعتين الفرعيتين a و b في معظم المجموعات أيضًا تشابهًا معينًا مع بعضها البعض، خاصة في حالات الأكسدة الأعلى، والتي، كقاعدة عامة، تساوي رقم المجموعة.

الدورة هي مجموعة من العناصر تبدأ بمعدن قلوي وتنتهي بغاز خامل (حالة خاصة هي الدورة الأولى).تحتوي كل فترة على عدد محدد بدقة من العناصر. يتكون الجدول الدوري من ثماني مجموعات وسبع فترات، والسابعة لم تكتمل بعد.

خصوصية الفترة الأولى هيفيما يحتويهعنصرين فقط: الهيدروجين والهيليوم. مكان الهيدروجين في النظام غامض. نظرًا لأنه يعرض خصائص مشتركة بين الفلزات القلوية والهالوجينات، فإنه يتم وضعه إما في المجموعة الفرعية I A أو VII A، ويتم استخدام الخيار الأخير في كثير من الأحيان. الهيليوم هو الممثل الأول للمجموعة الفرعية VIII A. لفترة طويلة، تم فصل الهيليوم وجميع الغازات الخاملة إلى مجموعة صفرية مستقلة. تطلب هذا الموقف مراجعة بعد تركيب المركبات الكيميائية الكريبتون والزينون والرادون. ونتيجة لذلك تم دمج الغازات النبيلة وعناصر المجموعة الثامنة السابقة (معادن الحديد والكوبالت والنيكل والبلاتين) ضمن مجموعة واحدة. هذا الخيار ليس خاليا من العيوب، لأن خمول الهيليوم والنيون لا شك فيه.

الفترة الثانية تحتوي على 8 عناصر.يبدأ الأمر بمعدن الليثيوم القلوي، الذي تكون حالة أكسدته الوحيدة هي + 1. ويأتي بعده البريليوم (معدن تكون حالة أكسدته + 2). يُظهر البورون بالفعل طابعًا معدنيًا ضعيفًا وهو غير معدني (حالة الأكسدة + 3). بجانب البورون، الكربون هو مادة لا فلزية نموذجية، تظهر حالات الأكسدة +4 و-4 النيتروجين والأكسجين والفلور والنيون كلها لا فلزات، مع وجود أعلى حالة أكسدة للنيتروجين تبلغ +5 المقابلة لرقم المجموعة؛ أما بالنسبة للفلور فحالة الأكسدة معروفة + 7. ويكمل غاز النيون الخامل الدورة.

الفترة الثالثة (الصوديوم – الأرجون) تحتوي أيضاً على 8 عناصر. إن طبيعة التغير في خصائصها تشبه إلى حد كبير تلك التي لوحظت في عناصر الفترة الثانية. ولكن هناك أيضًا بعض الخصوصية هنا. وبالتالي، فإن المغنيسيوم، على عكس البريليوم، أكثر فلزية، كما هو الحال مع الألومنيوم مقارنة بالبورون. السيليكون والفوسفور والكبريت والكلور والأرجون كلها مواد غير معدنية نموذجية. وجميعها، باستثناء الأرجون، تظهر حالات أكسدة أعلى تساوي رقم المجموعة.

كما نرى، في كلتا الفترتين، مع زيادة Z، يلاحظ ضعف الخواص المعدنية وزيادة في الخواص غير المعدنية للعناصر.D. I. Mendeleev دعا عناصر الثاني والثالثفترات (على حد تعبيره، صغيرة) نموذجية.تعد عناصر الفترات الصغيرة من بين العناصر الأكثر شيوعًا في الطبيعة. الكربون والنيتروجين والأكسجين (مع الهيدروجين) هي أعضاء، أي. العناصر الأساسية للمادة العضوية.

يتم وضع جميع عناصر الفترات الأولى والثالثة في مجموعات فرعية.

الفترة الرابعة (البوتاسيوم - الكريبتون) تحتوي على 18 عنصر.وفقا لمندليف، هذه هي الفترة الكبيرة الأولى. بعد الفلز القلوي البوتاسيوم والفلز القلوي الترابي الكالسيوم تأتي سلسلة من العناصر تتكون من 10 ما يسمى بالفلزات الانتقالية (السكانديوم – الزنك). يتم تضمين كل منهم في مجموعات فرعية ب. تظهر معظم الفلزات الانتقالية حالات أكسدة أعلى تساوي رقم المجموعة، باستثناء الحديد والكوبالت والنيكل. تنتمي العناصر، من الغاليوم إلى الكريبتون، إلى المجموعة الفرعية A. يمكن للكريبتون، على عكس الغازات النبيلة السابقة، أن يشكل مركبات كيميائية.

الفترة الخامسة (الروبيديوم - زينون) تشبه في بنيتها الفترة الرابعة. كما يحتوي أيضًا على ملحق من 10 معادن انتقالية (الإيتريوم - الكادميوم). عناصر هذه الفترة لها خصائصها الخاصة. وفي ثلاثي الروثينيوم - الروديوم - البلاديوم، تُعرف مركبات الروثينيوم حيث تظهر حالة أكسدة تبلغ +8. جميع عناصر المجموعة الفرعية A تظهر حالات أكسدة أعلى تساوي رقم المجموعة، باستثناء الزينون. وتجدر الإشارة إلى أن سمات التغيرات في خصائص عناصر الفترتين الرابعة والخامسة مع زيادة Z تكون أكثر تعقيدا مقارنة بالفترتين الثانية والثالثة.

الدورة السادسة (السيزيوم - الرادون) تضم 32 عنصرا.تحتوي هذه الفترة، بالإضافة إلى 10 معادن انتقالية (اللانثانم، الهافنيوم - الزئبق)، أيضًا على مجموعة من 14 لانثانيدات - من السيريوم إلى اللوتيتيوم. العناصر من السيريوم إلى اللوتيتيوم متشابهة كيميائيًا جدًا، ولهذا السبب تم إدراجها منذ فترة طويلة في عائلة العناصر الأرضية النادرة. في الشكل القصير للجدول الدوري، يتم تضمين عدد من أنواع اللانثانم في خلية اللانثانم، ويرد فك رموز هذه السلسلة في أسفل الجدول.

ما هي خصوصية عناصر الفترة السادسة؟ في ثلاثي الأوسيميوم - الإيريديوم - البلاتين، تُعرف حالة الأكسدة +8 للأوسيميوم. يتمتع Astatine بشخصية معدنية واضحة إلى حد ما. ربما يكون الرادون هو الأكثر تفاعلاً بين جميع الغازات النبيلة. ولسوء الحظ، نظرًا لحقيقة أنه مشع للغاية، لم تتم دراسة كيمياءه إلا قليلاً).

الفترة السابعة تبدأ بفرنسا.مثل العنصر السادس، يجب أن يحتوي أيضًا على 32 عنصرًا، لكن 21 عنصرًا منهم لا يزالون معروفين، على التوالي، الفرانسيوم والراديوم، وهما عناصر من المجموعة الفرعية I a- وI I a، وينتمي الأكتينيوم إلى المجموعة الفرعية III b. البناء الإضافي للفترة السابعة مثير للجدل. النظرة الأكثر شيوعًا هي لعائلة الأكتينيدات، والتي تتضمن عناصر من الثوريوم إلى اللورنسيوم وهي تشبه اللانثانيدات. ويرد أيضًا فك تشفير هذه السلسلة من العناصر في أسفل الجدول.

كيف تتغير خصائص العناصر الكيميائية في المجموعات الفرعية للجدول الدوري لمندليف؟

النمط الرئيسي لهذا التغيير هو تعزيز الطابع المعدني للعناصر مع زيادة Z. ويتجلى هذا النمط بشكل واضح في المجموعات الفرعية IIIa-VIIa. بالنسبة للمعادن من المجموعات الفرعية I A-III A، لوحظت زيادة في النشاط الكيميائي. بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية IVA - VIIA، مع زيادة Z، يلاحظ ضعف النشاط الكيميائي للعناصر. بالنسبة لعناصر المجموعة الفرعية ب، يكون التغير في النشاط الكيميائي أكثر تعقيدًا.

تم تطوير نظرية النظام الدوري بواسطة ن. بور وعلماء آخرين في العشرينات.القرن العشرين ويستند إلى مخطط حقيقي لتشكيل التكوينات الإلكترونية للذرات. وفقًا لهذه النظرية، مع زيادة Z، فإن ملء الأغلفة الإلكترونية والأغلفة الفرعية في ذرات العناصر المدرجة في فترات الجدول الدوري يحدث بالتسلسل التالي:

أرقام الفترة

1 2 3 4 5 6 7

1s2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p7s5f6d7p

بناءً على نظرية النظام الدوري، يمكن إعطاء التعريف التالي للدورة:الفترة عبارة عن مجموعة من العناصر تبدأ بعنصر له القيمة n. يساوي رقم الفترة، و l=0 (عناصر-s) وينتهي بعنصر بنفس القيمة n و l = 1 (عناصر-p). الاستثناء هو الفترة الأولى، التي تحتوي على عناصر 1s فقط. ومن نظرية النظام الدوري فإن عدد العناصر في الفترات كالتالي: 2، 8، 8. 18، 18، 32...

تتضمن المجموعات الفرعية ب تلك العناصر الموجودة في الذرات والتي يحدث فيها اكتمال الأصداف التي ظلت غير مكتملة في السابق. ولهذا السبب لا تحتوي الفترات الأولى والثانية والثالثة على عناصر المجموعات الفرعية ب.

يرتبط هيكل الجدول الدوري للعناصر الكيميائية ارتباطًا وثيقًا بتركيب ذرات العناصر الكيميائية. مع زيادة Z، تتكرر أنواع مماثلة من تكوين أغلفة الإلكترون الخارجية بشكل دوري. وهي تحدد السمات الرئيسية للسلوك الكيميائي للعناصر. تتجلى هذه الميزات بشكل مختلف بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية A (عناصر s و p)، وبالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية b (عناصر d الانتقالية) وعناصر عائلات f - اللانثانيدات والأكتينيدات. هناك حالة خاصة تتمثل في عناصر الفترة الأولى - الهيدروجين والهيليوم. الهيدروجين شديد التفاعل لأنه يمكن إزالة إلكترونه الوحيد بسهولة. وفي الوقت نفسه، فإن تكوين الهيليوم (الأول) مستقر للغاية، وهو ما يحدد عدم نشاطه الكيميائي الكامل.

بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية A، يتم ملء أغلفة الإلكترون الخارجية (مع n يساوي رقم الفترة)؛ وبالتالي فإن خصائص هذه العناصر تتغير بشكل ملحوظ مع زيادة Z. وبالتالي، في الفترة الثانية، الليثيوم (التكوين 2s) هو معدن نشط يفقد بسهولة إلكترون التكافؤ الوحيد؛ البريليوم (2s~) هو أيضًا معدن، ولكنه أقل نشاطًا بسبب حقيقة أن إلكتروناته الخارجية مرتبطة بشكل أكثر إحكامًا بالنواة. علاوة على ذلك، فإن البورون (23"p) له طابع معدني ضعيف، وجميع العناصر اللاحقة في الفترة الثانية، التي تم فيها بناء الغلاف الفرعي 2p، هي بالفعل غير معادن. التكوين ثمانية إلكترونات للغلاف الإلكتروني الخارجي للنيون (2s~p~) - غاز خامل - متين للغاية.

يتم تفسير الخواص الكيميائية لعناصر الفترة الثانية من خلال رغبة ذراتها في الحصول على التكوين الإلكتروني لأقرب غاز خامل (تكوين الهيليوم للعناصر من الليثيوم إلى الكربون أو تكوين النيون للعناصر من الكربون إلى الفلور). ولهذا السبب، على سبيل المثال، لا يمكن للأكسجين أن يظهر حالة أكسدة أعلى مساوية لرقم مجموعته: فمن الأسهل عليه تحقيق تكوين النيون عن طريق الحصول على إلكترونات إضافية. تتجلى نفس طبيعة التغيرات في الخصائص في عناصر الفترة الثالثة وفي عناصر s و p في جميع الفترات اللاحقة. وفي الوقت نفسه، يتجلى ضعف قوة الرابطة بين الإلكترونات الخارجية والنواة في المجموعات الفرعية A مع زيادة Z في خصائص العناصر المقابلة. وبالتالي، بالنسبة للعناصر s هناك زيادة ملحوظة في النشاط الكيميائي مع زيادة Z، وبالنسبة للعناصر p هناك زيادة في الخواص المعدنية.

في ذرات العناصر الانتقالية d، تكتمل الأغلفة غير المكتملة مسبقًا ذات قيمة عدد الكم الرئيسية وواحدة أقل من رقم الفترة. مع بعض الاستثناءات، يكون تكوين الأغلفة الإلكترونية الخارجية لذرات العناصر الانتقالية هو ns. لذلك، جميع العناصر d هي معادن، وهذا هو السبب في أن التغييرات في خصائص العناصر 1 مع زيادة Z ليست مثيرة كما رأينا بالنسبة للعناصر s وp. في حالات الأكسدة الأعلى، تظهر العناصر d تشابهًا معينًا مع العناصر p في المجموعات المقابلة في الجدول الدوري.

يتم تفسير خصوصيات خصائص عناصر الثلاثيات (المجموعة الفرعية VIII b) من خلال حقيقة أن الأغلفة الفرعية d على وشك الاكتمال. وهذا هو السبب في أن معادن الحديد والكوبالت والنيكل والبلاتين، كقاعدة عامة، لا تميل إلى إنتاج مركبات في حالات الأكسدة العالية. الاستثناءات الوحيدة هي الروثينيوم والأوسيميوم، اللذين يعطيان أكاسيد RuO4 وOsO4. بالنسبة لعناصر المجموعتين الفرعيتين I- وII B، تكون القشرة الفرعية d مكتملة بالفعل. ولذلك، فإنها تظهر حالات الأكسدة مساوية لرقم المجموعة.

في ذرات اللانثانيدات والأكتينيدات (وجميعها معادن)يحدث اكتمال الأغلفة الإلكترونية غير المكتملة سابقًا بقيمة عدد الكم الرئيسي ووحدتين أقل من رقم الفترة. في ذرات هذه العناصر، يبقى تكوين الغلاف الإلكتروني الخارجي (ns2) دون تغيير. وفي الوقت نفسه، ليس للإلكترونات f أي تأثير تقريبًا على الخواص الكيميائية. هذا هو السبب في أن اللانثانيدات متشابهة إلى حد كبير.

بالنسبة للأكتينيدات فإن الوضع أكثر تعقيدًا.في نطاق الشحنات النووية Z = 90 - 95، يمكن للإلكترونات bd و5/ المشاركة في التفاعلات الكيميائية. ويترتب على ذلك أن الأكتينيدات تظهر نطاقًا أوسع بكثير من حالات الأكسدة. على سبيل المثال، بالنسبة للنبتونيوم والبلوتونيوم والأمريسيوم، تُعرف المركبات حيث تظهر هذه العناصر في حالة التكافؤ السبعة. فقط بالنسبة للعناصر التي تبدأ بالكوريوم (Z = 96) تصبح الحالة الثلاثية مستقرة. وبالتالي فإن خصائص الأكتينيدات تختلف بشكل كبير عن خصائص اللانثانيدات، وبالتالي لا يمكن اعتبار العائلتين متشابهتين.

العدد النهائي للعناصر التي يغطيها الجدول الدوري غير معروف. ربما تكون مشكلة الحد الأعلى هي اللغز الرئيسي للجدول الدوري. أثقل عنصر تم اكتشافه في الطبيعة هو البلوتونيوم (Z = 94). تم الوصول إلى حد الاندماج النووي الاصطناعي - عنصر ذو رقم ذري 107. ويظل السؤال مفتوحًا: هل سيكون من الممكن الحصول على عناصر ذات أعداد ذرية كبيرة، أي منها وكم عددها؟ لا يمكن حتى الآن الإجابة على هذا بأي قدر من اليقين.

وباستخدام حسابات معقدة أجريت على جهاز كمبيوتر، حاول العلماء تحديد بنية الذرات وتقييم أهم خصائص هذه "العناصر الفائقة"، وصولا إلى أرقام تسلسلية ضخمة (Z = 172 وحتى Z = 184). وكانت النتائج التي تم الحصول عليها غير متوقعة تماما. على سبيل المثال، في ذرة عنصر Z = 121، من المتوقع أن يظهر إلكترون 8p؛ وذلك بعد اكتمال تكوين الغلاف الفرعي 8s في الذرات ذات Z = 119 و120. لكن ظهور إلكترونات p بعد إلكترونات s لوحظ فقط في ذرات عناصر الفترتين الثانية والثالثة. تظهر الحسابات أيضًا أنه بالنسبة لعناصر الفترة الثامنة الافتراضية، فإن ملء الأغلفة الإلكترونية والأغلفة الفرعية للذرات يحدث في تسلسل معقد للغاية وفريد من نوعه. ولذلك، فإن تقييم خصائص العناصر المقابلة يمثل مشكلة صعبة للغاية. ويبدو أن الدورة الثامنة يجب أن تحتوي على 50 عنصرا (Z = 119 - 168)، ولكن حسب الحسابات يجب أن تنتهي عند العنصر بـ Z = 164، أي. 4 أرقام تسلسلية سابقًا. واتضح أن الفترة التاسعة "الغريبة" يجب أن تتكون من 8 عناصر. إليكم إدخاله "الإلكتروني": 9s "Зп 9н". بمعنى آخر، ستحتوي على 8 عناصر فقط، مثل الفترتين الثانية والثالثة.

لقد لعب الجدول الدوري ولا يزال يلعب دورًا كبيرًا في تطوير مختلف مجالات العلوم الطبيعية.وكان من أهم إنجازات علم الذرة الجزيئية، وساهم في ظهور المفهوم الحديث لـ”العنصر الكيميائي” وتوضيح المفاهيم حول المواد والمركبات البسيطة.

الأنماط التي كشف عنها النظام الدوريكان له تأثير كبير على تطور نظرية التركيب الذري، واكتشاف النظائر، وظهور أفكار حول الدورية النووية. يرتبط النظام الدوري بصياغة علمية صارمة لمشكلة التنبؤ في الكيمياء. وقد تجلى ذلك في التنبؤ بوجود وخصائص العناصر غير المعروفة والسمات الجديدة للسلوك الكيميائي للعناصر المكتشفة بالفعل. في الوقت الحاضر، يمثل الجدول الدوري أساس الكيمياء، وهو غير عضوي في المقام الأول، مما يساعد بشكل كبير في حل مشكلة التخليق الكيميائي للمواد ذات الخصائص المحددة مسبقًا، وتطوير مواد شبه موصلة جديدة، واختيار محفزات محددة للعمليات الكيميائية المختلفة، وما إلى ذلك. وأخيرا، فإن الجدول الدوري هو أساس تدريس الكيمياء.

القانون الدوري لمندليف

القانون الدوري للعناصر الكيميائية هو قانون أساسي في الطبيعة، يعكس التغير الدوري في خواص العناصر الكيميائية مع زيادة شحنات نوى ذراتها. تم افتتاحه في 1 مارس (17 فبراير، الطراز القديم) 1869 د. مندليف. وفي مثل هذا اليوم قام بتجميع جدول بعنوان "تجربة نظام العناصر على أساس وزنها الذري وتشابهها الكيميائي". تم تقديم الصيغة النهائية للقانون الدوري من قبل مندليف في يوليو 1871. ونصه كما يلي:

« إن خصائص العناصر، وبالتالي خصائص الأجسام البسيطة والمعقدة التي تشكلها، تعتمد بشكل دوري على وزنها الذري.

إن صياغة مندليف للقانون الدوري موجودة في العلوم منذ ما يزيد قليلاً عن 40 عامًا. وقد تم تنقيحه بسبب الإنجازات البارزة في الفيزياء، وخاصة تطوير النموذج النووي للذرة. اتضح أنه،الشحنة النووية الذرية (Z)عدديا يساويرقم سريللعنصر المقابل في الجدول الدوري، وملء الأغلفة الإلكترونية والأغلفة الفرعية للذرات، اعتمادًا على Z، يحدث بطريقة تتكرر التكوينات الإلكترونية المماثلة للذرات بشكل دوري (انظر الجدول الدوري للعناصر الكيميائية). ولذلك فإن الصياغة الحديثة للقانون الدوري هي كما يلي:تعتمد خصائص العناصر والمواد البسيطة ومركباتها بشكل دوري على شحنات النوى الذرية.

على عكس القوانين الأساسية الأخرى في الطبيعة، مثل قانون الجاذبية العالمية أو قانون تكافؤ الكتلة والطاقة، لا يمكن كتابة القانون الدوري في شكل أي معادلة أو صيغة عامة. انعكاسها البصري هو الجدول الدوري للعناصر. ومع ذلك، قام مندليف نفسه وعلماء آخرون بمحاولات لإيجاد معادلة رياضية للقانون الدوري للعناصر الكيميائية. ولم تتكلل هذه المحاولات بالنجاح إلا بعد تطور نظرية التركيب الذري. لكنها تتعلق فقط بإنشاء الاعتماد الكمي لترتيب توزيع الإلكترونات في الأغلفة والأغلفة الفرعية على شحنات النوى الذرية.

القانون الدوري هو قانون عالمي للكون بأكمله.لديها القوة أينما وجدت الذرات. ولكن ليس فقط أنها تتغير بشكل دوري الهياكل الإلكترونيةالذرات. تخضع بنية وخصائص النوى الذرية أيضًا لقانون دوري غريب. في النوى التي تتكون من النيوترونات والبروتونات، هناك قذائف نيوترونية وبروتونية، يتم ملؤها بشكل دوري. بل إن هناك محاولات معروفة لبناء نظام دوري من النوى الذرية.

دميتري إيفانوفيتش مندليف (1834 - 1907)

اكتشف العالم الروسي القانون الدوري للعناصر الكيميائية.

في عام 1955 الأمريكيةقام الفيزيائيون بقيادة ج. سيبورج بتصنيع عنصر كيميائي برقم ذري101. أعطوه اسمامندليفيوم- تقديراً لمزايا العالم الروسي العظيم.لقد كان الجدول الدوري لمندليف هو المفتاح لاكتشاف العناصر الجديدة لأكثر من 100 عام.

أصبح القانون الدوري والنظام الدوري أهم مساهمة لـ D. I. Mendeleev في تطوير العلوم الطبيعية. لكنها لا تشكل سوى جزء من التراث الإبداعي الهائل للعالم.المجموعة الكاملة لأعماله - 25 مجلداً ضخماً، موسوعة حقيقية للمعرفة.

أدخل مندليف إلى النظام معلومات متناثرة حول التماثل، وقد لعب هذا دورًا في تطوير الكيمياء الجيولوجية. واكتشف نقطة الغليان الحرجة التي لا يمكن للمادة أن توجد فوقها الحالة السائلة، متطور نظرية الهيدراتالحلول وبالتالي يعتبر بحق كيميائيًا فيزيائيًا متميزًا. أنفق بحث متعمقخصائص الغازات المتخلخلة، ويظهر أنه فيزيائي تجريبي متميز. اقترح مندليف نظرية حول الأصل غير العضوي للنفط، والتي لا يزال لها أتباع؛ طورت عملية لتحضير البارود الذي لا يدخن؛ درس الطيران والأرصاد الجوية وتحسين تقنيات القياس. كمدير للغرفة الرئيسية للأوزان والمقاييس، فعل الكثير لتطوير علم القياس. ولمزاياه العلمية، انتخب مندليف عضوا في أكثر من 50 أكاديمية وجمعية علمية دول مختلفةسلام. في النشاط العلميورأى العالم، على حد تعبيره، "خدمته الأولى للوطن الأم".

الخدمة الثانية - النشاط التربوي. كان مندليف هو مؤلف الكتاب المدرسي "أساسيات الكيمياء"، الذي صدر خلال حياته 8 طبعات وترجم إلى اللغة الإنجليزية أكثر من مرة. لغات اجنبية. قام مندليف بالتدريس في الكثير المؤسسات التعليميةبطرسبرغ. كتب العالم في سنواته الأخيرة: "من بين الآلاف من طلابي، أصبح العديد منهم الآن شخصيات بارزة في كل مكان، وعندما التقيت بهم، كنت أسمع دائمًا أنني أؤمن بالبذور الطيبة الموجودة فيهم، ولم أكن مجرد أداء واجب".

كانت "الخدمة الثالثة للوطن الأم" متعددة الأوجه ومفيدة - في مجال الصناعة و زراعة. هنا أظهر مندليف نفسه على أنه وطني حقيقي يهتم بتنمية روسيا ومستقبلها. في منزله في بوبلوفو، أجرى "تجارب في تربية الحبوب". لقد درس بالتفصيل طرق إنتاج النفط وقدم العديد من التوصيات القيمة لتحسينها. كان يتعمق باستمرار في الاحتياجات الملحة للصناعة، ويزور المصانع والمصانع والمناجم والمناجم. كانت سلطة مندليف عالية جدًا لدرجة أنه تمت دعوته باستمرار كخبير لحل المشكلات الاقتصادية المعقدة. قبل وقت قصير من وفاته، نشر كتاب "نحو معرفة روسيا"، الذي أوجز فيه برنامجا واسع النطاق لتطوير القوى الإنتاجية في البلاد.

"البذار العلمي ينبت لمحصول الشعب" - كان هذا هو شعار كل أنشطة العلماء.

كان مندليف من أكثر الناس ثقافة في عصره. كان مهتمًا جدًا بالأدب والفن، وقام بجمع مجموعة ضخمة من نسخ اللوحات التي رسمها فنانون من مختلف البلدان والشعوب. غالبًا ما تُعقد الاجتماعات في شقته شخصيات بارزةثقافة.

أسئلة التحكم:

في أي عام تم اكتشاف القانون الدوري للعناصر الكيميائية، كما صاغه د.آي.مندليف؟

ما هو جوهر قانون الدورية؟ ما هي معالمه الرئيسية؟

ما هي الفترة، المجموعة، المجموعة الفرعية في الجدول الدوري؟

ما هي المجموعات الفرعية التي تسمى الرئيسية وأيها ثانوية؟

كيف تتغير الخواص المعدنية للعناصر في المجموعة وخلال الدورة؟

كيف تتغير خصائص الأكسدة والاختزال لذرات العناصر مع زيادة العدد الذري؟

ما هي مجموعات الجدول الدوري التي تحتوي على عناصر تشكل مركبات غازية مع الهيدروجين؟ أي منها حمضية؟

إذا رسمت خطًا في الجدول الدوري من البورون إلى الأستاتين، فستظهر العناصر وفقًا لخصائصها الجهه اليسرىهذا الخط؟

ما هو جوهر نظرية ميكانيكا الكم للهياكل الذرية؟

أعط الصيغة الحديثة لقانون D.I Mendeleev الدوري؟

تجد في الجدول الدوريعنصر يقع في الفترة الرابعة، في الصف الخامس ويظهر التكافؤ السادس في مركب الأكسجين. ما هو التكافؤ الهيدروجيني لها؟

الأدب:

غابرييليان أو، س. الكيمياء للمهن والتخصصات الفنية: كتاب مدرسي / OS. جابرييليان، آي.جي. أوستروموف. – م: دار النشر “الأكاديمية”، 2009. – 256 ص.

غابرييليان أو، س. الكيمياء: كتاب مدرسي للطلاب. متوسط البروفيسور كتاب مدرسي المؤسسات/OS جابرييليان، آي.جي. أوستروموف. – الطبعة السادسة، محذوفة. – م: دار النشر “الأكاديمية”، 2009. – 336 ص.

الجدول الدوري للعناصر الكيميائية هو تصنيف للعناصر الكيميائية بناءً على بعض السمات الهيكلية لذرات العناصر الكيميائية. تم تجميعه على أساس القانون الدوري، الذي اكتشفه في عام 1869 من قبل D. I. Mendeleev. وكان الجدول الدوري في ذلك الوقت يضم 63 عنصرًا كيميائيًا وكان يختلف في مظهره عن الجدول الدوري الحديث. الآن يتضمن الجدول الدوري حوالي مائة وعشرين عنصرًا كيميائيًا.

يتم تجميع الجدول الدوري على شكل جدول يتم فيه ترتيب العناصر الكيميائية بترتيب معين: حسب زيادة كتلتها الذرية. يوجد الآن أنواع عديدة من صور الجدول الدوري. الأكثر شيوعًا هي الصورة على شكل جدول مع عناصر مرتبة من اليسار إلى اليمين.

يتم تجميع جميع العناصر الكيميائية في الجدول الدوري في فترات ومجموعات. يتضمن الجدول الدوري سبع فترات وثماني مجموعات. الفترات عبارة عن سلسلة أفقية من العناصر الكيميائية التي تتغير فيها خصائص العناصر من معدنية نموذجية إلى غير معدنية. أعمدة رأسية للعناصر الكيميائية التي تحتوي على عناصر متشابهة الخواص الكيميائية، تشكل مجموعات من العناصر الكيميائية.

تسمى الفترات الأولى والثانية والثالثة صغيرة لأنها تحتوي على عدد صغير من العناصر (الأولى - عنصران والثاني والثالث - ثمانية عناصر لكل منهما). تسمى عناصر الفترتين الثانية والثالثة بالنموذجية؛ وتتغير خصائصها بشكل طبيعي من معدن نموذجي إلى غاز خامل.

جميع الفترات الأخرى تسمى كبيرة (الرابعة والخامسة تحتويان على 18 عنصرًا، والسادسة - 32 والسابعة - 24 عنصرًا). تظهر العناصر الموجودة ضمن فترات كبيرة في نهاية كل صف زوجي تشابهًا خاصًا في الخصائص. وهذه هي ما يسمى بالثلاثيات: فيروم - كوبالت - نيكول، والتي تشكل عائلة الحديد، واثنين آخرين: الروثينيوم - الروديوم - البلاديوم والأوزميوم - إيريديوم - البلاتين، والتي تشكل عائلة معادن البلاتين (البلاتينويدات).

في أسفل جدول D.I Mendeleev توجد العناصر الكيميائية التي تشكل عائلة اللانثانيدات وعائلة الأكتينيدات. وجميع هذه العناصر تندرج رسميا في المجموعة الثالثة وتأتي بعد العنصرين الكيميائيين اللانثانم (رقم 57) والأكتينيوم (رقم 89).

يحتوي الجدول الدوري للعناصر على عشرة صفوف. تتكون الفترات الصغيرة (الأولى والثانية والثالثة) من صف واحد، أما الفترات الكبيرة (الرابعة والخامسة والسادسة) فتتكون من صفين لكل منها. هناك صف واحد في الفترة السابعة.

تتكون كل فترة رئيسية من سلسلة زوجية وفردية. تحتوي الصفوف المقترنة على عناصر معدنية؛ وفي الصفوف الفردية تتغير خصائص العناصر كما هو الحال في العناصر القياسية، أي. من معدني إلى غير معدني واضح.

تتكون كل مجموعة من جدول D.I Mendeleev من مجموعتين فرعيتين: الرئيسية والثانوية. تتضمن المجموعات الفرعية الرئيسية عناصر من الفترات الصغيرة والكبيرة، أي أن المجموعات الفرعية الرئيسية تبدأ إما بالفترة الأولى أو الثانية. وتشمل المجموعات الفرعية الثانوية عناصر لفترات طويلة فقط، أي. تبدأ المجموعات الفرعية الثانوية فقط من الفترة الرابعة.

الجدول الدوري للعناصر الكيميائية. الجدول الدوري للكيمياء. el tov النظام الدوري للعناصر الكيميائية، وهو تصنيف طبيعي للعناصر الكيميائية، وهو تعبير جدولي للقانون الدوري. حديث... ... القاموس الموسوعي المصور

النظام الدوري للعناصر الكيميائية- تم إنشاؤه بواسطة D.I Mendeleev ويتكون من موقع x. ه. وبترتيب محدد بدقة وفقاً لوزنها الذري؛ خصائص x. ه. هم على اتصال وثيق مع موقعهم في القرية، و الموقع الصحيحفي آخر x. ه. جعل من الممكن ... قاموس الكلمات الأجنبية للغة الروسية

الجدول الدوري للعناصر الكيميائية- النظام الطبيعي للعناصر الكيميائية الذي طوره د.آي مندليف على أساس القانون الدوري الذي اكتشفه (1869). والصياغة الحديثة لهذا القانون هي كما يلي: خواص العناصر تعتمد بشكل دوري على الشحنة... ... القاموس الموسوعي

النظام الدوري للعناصر الكيميائية- طبيعي النظام الكيميائي العناصر التي طورها د.آي مندليف على أساس الدورية التي اكتشفها (1869). قانون. حديث وصياغة هذا القانون هي كما يلي: خصائص العناصر دورية. اعتمادا على شحنة نواتها الذرية. تكلفة... ...

النظام الدوري للعناصر الكيميائية- مجموعة مرتبة من المواد الكيميائية. العناصر، طبيعتها. التصنيف، وهو تعبير جدولي عن قانون مندليف الدوري. النموذج الأولي للدورية الأنظمة الكيميائية كانت العناصر (P.s) بمثابة جدول تجربة نظام العناصر بناءً على... ... الموسوعة الكيميائية

النظام الدوري للعناصر الكيميائية- الكتل النسبية معطاة وفقا للجدول الدولي لعام 1995 (الدقة موضحة للأحدث شخصية هامة). بالنسبة للعناصر التي لا تحتوي على نويدات مستقرة (باستثناء Th وPa وU، الشائعة في قشرة الأرض)، بين قوسين مربعين.... علم الطبيعة. القاموس الموسوعي

الصلاحية الدورية للعناصر الكيميائية

الجدول الدوري للعناصر الكيميائية- الجدول الدوري للعناصر الكيميائية (جدول مندليف) تصنيف العناصر الكيميائية وإقامة العلاقات خصائص مختلفةعناصر من شحنة النواة الذرية. النظام هو تعبير بياني عن القانون الدوري، ... ... ويكيبيديا

النظام الدوري للعناصر الكيميائية- نظام العناصر الكيميائية الذي طوره العالم الروسي دي.آي مندليف (1834-1907) بناءً على القانون الدوري الذي اكتشفه (1869). أما الصياغة الحديثة لهذا القانون فهي كما يلي: خواص العناصر تكون بشكل دوري... ... المفاهيم العلوم الطبيعية الحديثة. معجم المصطلحات الأساسية

النظام الدوري للعناصر- النظام الدوري للعناصر، القانون الدوري. لفترة طويلة، جرت محاولات لإثبات اعتماد خصائص العناصر على وزنها الذري: أشار دوبرينر (1817) إلى ثلاثيات من العناصر المتشابهة، بين الأوزان الذرية إلى ... ... الموسوعة الطبية الكبرى

كتب

جدول مندليف الدوري للعناصر الكيميائية. الجدول الدوري للعناصر الكيميائية بقلم D. I. Mendeleev. طبعة الحائط. (يتضمن عناصر جديدة). الحجم 69.6 × 91 سم المادة: مطلي... اشتري بـ 339 روبل
الجدول الدوري للعناصر الكيميائية بقلم D. I. Mendeleev. جدول الذوبان،. الجدول الدوري للعناصر الكيميائية بقلم D. I. Mendeleev والجداول المرجعية في الكيمياء... اشترِ مقابل 44 روبل
الجدول الدوري للعناصر الكيميائية بقلم D. I. Mendeleev. ذوبان الأحماض والقواعد والأملاح في الماء. طاولة حائط (وجهين، مغلفة)، . الجدول الدوري للعناصر الكيميائية بقلم D. I. Mendeleev. + جدول ذوبان الأحماض والقواعد والأملاح في الماء...