Nowoczesny system pierwiastków chemicznych. Układ okresowy Mendelejewa. Pierwiastki chemiczne układu okresowego

23.09.2019

Elementy układu okresowego są ułożone w sekwencji rosnących numerów sekwencji Z od 1 do 110 . Numer seryjny elementu Z odpowiada ładunkowi jądra jego atomu, a także liczbie elektronów poruszających się w polu jądra.

Pierwiastki chemiczne zgodnie ze strukturą nie wzbudzonych atomów dzielą się na naturalne agregaty, co znajduje odzwierciedlenie w układzie okresowym w postaci szeregów poziomych i pionowych - okresów i grup.

Okres jest kolejną serią pierwiastków w atomach, w których wypełniona jest równa liczba poziomów energii (warstw elektronów). Numer okresu wskazuje liczbę warstw elektronów w atomach pierwiastków. Okresy zaczynają się od pierwiastków s, w których atomach pierwsze s - elektron o nowej wartości głównej liczby kwantowej n (wodór i metale alkaliczne) pojawia się na nowym poziomie, a kończy się na pierwiastkach p, atomach gazów szlachetnych o stabilnej strukturze elektronicznej poziomu zewnętrznego ns 2 np 6 (dla pierwszego okresu - s - element 2 He).

Różnica w sekwencji wypełniania warstw elektronów (zewnętrznych i bliższych rdzeniu) wyjaśnia przyczynę różnych długości okresów. 1,2,3 okresy - małe, 4,5,6,7 - duże okresy. Małe okresy zawierają 2 i 8 elementów, duże okresy zawierają 18 i 32 elementy, siódmy okres pozostaje niekompletny, chociaż ma budowę podobną do szóstego okresu.

Zgodnie z maksymalną liczbą elektronów na zewnętrznym poziomie nie wzbudzonych atomów, elementy układu okresowego są podzielone na osiem grup . Grupy pierwiastków - zbiór pierwiastków o tej samej liczbie elektronów walencyjnych w atomie. Numer grupy jest równy liczbie elektronów walencyjnych.

Pozycja w grupach elementów s i p jest określona przez całkowitą liczbę elektronów w warstwie zewnętrznej. Na przykład fosfor (), mający pięć elektronów na zewnętrznej warstwie, należy do grupy V, argonu () - do grupy VIII, wapnia () - do grupy II itp.

Pozycja w grupach elementów d jest określana przez całkowitą liczbę elektronów s zewnętrznych i elektronów poziomu wstępnego. Na tej podstawie pierwsze sześć pierwiastków z każdej rodziny d - pierwiastków znajduje się w jednej z odpowiednich grup: skandu VIII, manganu BVII, żelaza BVIII itp. Cynk, w którym warstwa zewnętrzna jest zakończona, a zewnętrzne to elektrony, należy do grupy II. Atomy pierwiastków d z reguły zawierają dwa elektrony na poziomie zewnętrznym, z wyjątkiem Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Ag, Pt, Au. Te ostatnie mają energetycznie korzystną „awarię” jednego elektronu z poziomu zewnętrznego na d - podpoziom poziomu przed-zewnętrznego, który występuje, gdy ten podpoziom zostanie ukończony do pięciu (połowa pojemności) lub dziesięciu elektronów (maksymalna pojemność), to znaczy do stanu, w którym wszystkie orbitale każdy jest zajęty przez jeden elektron lub gdy jest zajęty przez każdą parę elektronów. W atomie palladu (Pd) występuje „podwójny spadek” elektronów.

Dzięki obecności tylko jednego elektronu na warstwie zewnętrznej (z powodu „zanurzenia” jednego z elektronów s warstwy zewnętrznej do poprzedniej podwarstwy d), miedź (), a także srebro i złoto są przypisane do grupy I. Kobalt i nikiel, rod, pallad, iryd i platyna, wraz z Fe, Ru i Os, są zwykle umieszczane w grupie VIII.

Zgodnie z cechami struktur elektronicznych rodziny 4f - (lantanowce) i 5f - (aktynoidy) są umieszczone w grupie III.

Grupy są podzielone na podgrupy: główną (podgrupy A) i boczną (podgrupy B). Podgrupy obejmują elementy o podobnych strukturach elektronicznych (elementy - analogi).s- i p - elementy tworzą tzwgłówny podgrupa lub podgrupa A,d - elementy -zabezpieczenie lub podgrupa B.

Na przykład grupa IV układu okresowego składa się z następujących podgrup:

Elementy głównej podgrupy (A)

Układ okresowy jest uporządkowanym zestawem pierwiastków chemicznych, ich naturalną klasyfikacją, która jest graficznym (tabelarycznym) wyrażeniem prawa okresowego pierwiastków chemicznych. Jego strukturę, pod wieloma względami podobną do współczesnej, opracował D. I. Mendelejew na podstawie prawa okresowego w latach 1869–1871.

Pierwowzorem układu okresowego było „Doświadczenie układu pierwiastków oparte na ich masie atomowej i podobieństwie chemicznym” opracowane przez D. I. Mendelejewa 1 marca 1869 r. Przez dwa i pół roku naukowiec stale doskonalił „Doświadczenie układu”, wprowadził ideę grup, serii i okresy elementów. W rezultacie struktura układu okresowego zyskała pod wieloma względami nowoczesne kontury.

Ważna dla jego ewolucji stała się koncepcja miejsca elementu w systemie, zdeterminowana liczbami grupy i okresu. Na podstawie tej koncepcji Mendelejew doszedł do wniosku, że konieczna jest zmiana mas atomowych niektórych pierwiastków: uranu, indu, ceru i jego satelitów. To było pierwsze praktyczne zastosowanie układu okresowego. Mendelejew najpierw przewidział istnienie i właściwości kilku nieznanych pierwiastków. Naukowiec szczegółowo opisał najważniejsze właściwości ekaluminium (przyszły gal), ecabor (skand) i ecasilicium (Niemcy). Ponadto przewidział istnienie analogów manganu (przyszłego technetu i renu), telluru (polonu), jodu (astatyny), cezu (Francja), baru (radu), tantalu (protaktyny). Prognozy naukowca dotyczące tych elementów miały charakter ogólny, ponieważ elementy te były zlokalizowane w mało zbadanych obszarach układu okresowego.

Pierwsze wersje układu okresowego na wiele sposobów reprezentowały jedynie uogólnienie empiryczne. Wszakże fizyczne znaczenie prawa okresowego było niejasne; nie było wyjaśnienia przyczyn okresowej zmiany właściwości pierwiastków w zależności od wzrostu mas atomowych. Pod tym względem wiele problemów pozostało nierozwiązanych. Czy są jakieś granice układu okresowego? Czy można ustalić dokładną liczbę istniejących elementów? Struktura szóstego okresu pozostała niejasna - jaka jest dokładna liczba pierwiastków ziem rzadkich? Nie wiadomo, czy między wodorem a litem nadal istnieją pierwiastki, jaka jest struktura pierwszego okresu. Dlatego, aż do fizycznego uzasadnienia prawa okresowego i rozwoju teorii układu okresowego, poważne trudności pojawiły się więcej niż jeden raz. Odkrycie w latach 1894–1898 było nieoczekiwane. pięć gazów obojętnych, które zdawały się nie znajdować miejsca w układzie okresowym. Trudność tę wyeliminowano dzięki pomysłowi włączenia niezależnej grupy zerowej w strukturę układu okresowego. Ogromne odkrycie elementów radiowych na styku XIX i XX wieku. (do 1910 r. ich liczba wynosiła około 40) doprowadziło do ostrej sprzeczności między potrzebą umieszczenia ich w układzie okresowym a jego istniejącą strukturą. Dla nich było tylko 7 wolnych miejsc w szóstym i siódmym okresie. Problem ten został rozwiązany przez ustanowienie zasad przesunięcia i odkrycia izotopów.

Jednym z głównych powodów niemożności wyjaśnienia fizycznego znaczenia prawa okresowego i struktury układu okresowego było to, że nie było wiadomo, jak zbudowano atom (patrz Atom). Najważniejszym kamieniem milowym w rozwoju układu okresowego było stworzenie modelu atomowego przez E. Rutherforda (1911). Na jego podstawie holenderski naukowiec A. Van den Brook (1913) zasugerował, że numer porządkowy pierwiastka w układzie okresowym jest liczbowo równy ładunkowi jądra jego atomu (Z). Zostało to eksperymentalnie potwierdzone przez angielskiego naukowca G. Moseleya (1913). Prawo okresowe otrzymało fizyczne uzasadnienie: okresowość zmian właściwości pierwiastków zaczęto rozważać w zależności od ładunku Z jądra atomowego pierwiastka, a nie od masy atomowej (patrz. Prawo okresowe pierwiastków chemicznych).

W rezultacie struktura układu okresowego została znacznie wzmocniona. Określono dolną granicę systemu. Jest to wodór - pierwiastek o minimalnej wartości Z \u003d 1. Możliwe stało się dokładne oszacowanie liczby pierwiastków między wodorem a uranem. W układzie okresowym zidentyfikowano „luki” odpowiadające nieznanym pierwiastkom o Z \u003d 43, 61, 72, 75, 85, 87. Jednak pytania dotyczące dokładnej liczby pierwiastków ziem rzadkich pozostały niejasne, a co najważniejsze, przyczyny nieregularności zmian właściwości pierwiastków nie zostały ujawnione. w zależności od Z.

W oparciu o istniejącą strukturę układu okresowego i wyniki badań widm atomowych duński naukowiec N. Bohr w latach 1918–1921. opracował pomysły dotyczące sekwencji budowy powłok elektronowych i podpowłok w atomach. Naukowiec doszedł do wniosku, że podobne typy konfiguracji elektronicznych zewnętrznych powłok atomów są okresowo powtarzane. Wykazano zatem, że okresowość zmian właściwości pierwiastków chemicznych tłumaczy się istnieniem okresowości w budowie powłok elektronowych i podpowłok atomowych.

Układ okresowy obejmuje ponad 100 elementów. Spośród nich wszystkie pierwiastki transuranowe (Z \u003d 93–110), a także pierwiastki o Z \u003d 43 (technet), 61 (prometium), 85 (astatyna), 87 (Francja) uzyskano sztucznie. W całej historii istnienia układu okresowego zaproponowano bardzo dużą liczbę (\u003e 500) wariantów jego obrazu graficznego, głównie w postaci tabel, a także w postaci różnych figur geometrycznych (przestrzennych i płaskich), krzywych analitycznych (spirale itp.) Itp. Najczęściej stosowane były najkrótsze, półdługie, długie i drabinkowe formy stołów. Obecnie preferowana jest krótka forma.

Podstawową zasadą budowy układu okresowego jest jego podział na grupy i okresy. Koncepcja szeregu elementów Mendelejewa nie jest dziś stosowana, ponieważ pozbawiona jest znaczenia fizycznego. Grupy z kolei są podzielone na podgrupy główne (a) i drugorzędne (b). Każda podgrupa zawiera pierwiastki - analogi chemiczne. Elementy podgrup a i b w większości grup wykazują również pewne podobieństwo między sobą, głównie w wyższych stanach utlenienia, które z reguły są równe liczbie grup. Okres jest zbiorem pierwiastków, które zaczynają się od metalu alkalicznego i kończą się gazem obojętnym (szczególny przypadek to pierwszy okres). Każdy okres zawiera ściśle określoną liczbę elementów. Układ okresowy składa się z ośmiu grup i siedmiu okresów, a siódmy okres nie został jeszcze ukończony.

Funkcja pierwszy okres polega na tym, że zawiera tylko 2 gazy w postaci wolnej pierwiastka: wodór i hel. Miejsce wodoru w układzie jest niejednoznaczne. Ponieważ wykazuje właściwości wspólne z metalami alkalicznymi i halogenami, jest umieszczony w podgrupie 1a– lub Vlla - lub w obu jednocześnie, zamykając symbol w nawiasach w jednej z podgrup. Hel jest pierwszym przedstawicielem podgrupy VIIIa. Przez długi czas hel i wszystkie gazy obojętne były rozdzielane na niezależną grupę zerową. Przepis ten wymagał przeglądu po syntezie związków chemicznych krypton, ksenon i radon. W rezultacie gazy obojętne i pierwiastki z dawnej grupy VIII (żelazo, kobalt, nikiel i platyna) zostały połączone w jedną grupę.

Po drugie okres zawiera 8 elementów. Zaczyna się litem metalu alkalicznego, którego jedynym stopniem utlenienia jest +1. Następnie następuje beryl (metal, stopień utlenienia +2). Bor wykazuje już słabo wyrażony charakter metaliczny i jest niemetalowy (stopień utlenienia +3). Węgiel podążający za borem jest typowym niemetalem, który wykazuje stopnie utlenienia zarówno +4, jak i -4. Azot, tlen, fluor i neon to wszystkie niemetale, a w azocie najwyższy stopień utlenienia +5 odpowiada numerowi grupy. Tlen i fluor należą do najbardziej aktywnych niemetali. Neonowy gaz obojętny kończy ten okres.

Po trzecie okres (sód - argon) zawiera również 8 pierwiastków. Charakter zmiany ich właściwości jest w dużej mierze podobny do obserwowanego dla elementów drugiego okresu. Ale ma też swoją specyfikę. Zatem magnez, w przeciwieństwie do berylu, jest bardziej metaliczny, podobnie jak aluminium w porównaniu do boru. Krzem, fosfor, siarka, chlor, argon - wszystkie są typowymi niemetalami. Wszystkie z wyjątkiem argonu wykazują wyższe stany utlenienia równe liczbie grup.

Jak widzimy, w obu okresach wraz ze wzrostem Z obserwuje się wyraźne osłabienie metalu i wzrost niemetalicznych właściwości pierwiastków. D. I. Mendelejew nazwał elementy drugiego i trzeciego okresu (jak powiedział, małe) typowymi. Elementy małych okresów należą do najczęstszych w przyrodzie. Węgiel, azot i tlen (wraz z wodorem) są organogenami, tj. Głównymi pierwiastkami materii organicznej.

Wszystkie elementy od pierwszego do trzeciego okresu są umieszczone w podgrupach.

Po czwarte okres (potas - krypton) zawiera 18 pierwiastków. Według Mendelejewa jest to pierwszy duży okres. Po metalu alkalicznym potasu i metalu ziem alkalicznych wapnia następuje szereg pierwiastków, składający się z 10 tak zwanych metali przejściowych (skand - cynk). Wszystkie są w podgrupach b. Większość metali przejściowych wykazuje wyższe poziomy utlenienia równe liczbie grup, z wyjątkiem żelaza, kobaltu i niklu. Pierwiastki od galu do kryptonu należą do podgrup. Wiele związków chemicznych jest znanych dla kryptonu.

Po piąte okres (rubid - ksenon) w swojej budowie jest podobny do czwartego. Zawiera również wkładkę z 10 metali przejściowych (itr - kadm). Elementy tego okresu mają swoje własne cechy. W triadzie rutenu - rodu - palladu rutenu znane są związki, w których wykazuje on stopień utlenienia +8. Wszystkie elementy podgrup wykazują wyższe stopnie utlenienia równe liczbie grup. Cechy zmian właściwości elementów czwartego i piątego okresu wraz ze wzrostem Z są bardziej złożone w porównaniu z drugim i trzecim okresem.

Po szóste okres (cez - radon) obejmuje 32 pierwiastki. W tym okresie, oprócz 10 metali przejściowych (lantanu, hafnu - rtęci), istnieje również kombinacja 14 lantanowców - od ceru do lutetu. Pierwiastki od ceru do lutetu są chemicznie bardzo podobne i na tej podstawie od dawna należą do rodziny pierwiastków ziem rzadkich. W krótkiej formie układu okresowego pewna liczba lantanowców jest zawarta w komórce lantanu, a dekodowanie tej serii podano na dole tabeli (patrz lantanowce).

Jaka jest specyfika elementów szóstego okresu? W triadzie osmu - irydu - platyny stan utlenienia +8 znany jest dla osmu. Astatyna ma dość wyraźny metaliczny charakter. Radon ma najwyższą reaktywność ze wszystkich gazów obojętnych. Niestety, ze względu na fakt, że jest wysoce radioaktywny, jego chemia została mało zbadana (patrz. Elementy radioaktywne).

Po siódme Okres ten rozpoczyna się we Francji. Podobnie jak szósty, powinien również zawierać 32 elementy, z których do tej pory znane są 24. Francja i rad są odpowiednio elementami podgrup Ia i IIa, anemon należy do podgrupy IIIb. Następnie znajduje się rodzina aktynowców, która zawiera pierwiastki od toru do lawendy i jest umieszczona podobnie do lantanowców. Interpretację tej serii elementów podano również na dole tabeli.

Zobaczmy teraz, jak zmieniają się właściwości pierwiastków chemicznych podgrupy układ okresowy. Główną prawidłowością tej zmiany jest wzmocnienie metalicznej natury pierwiastków w miarę wzrostu Z. Regularność ta jest szczególnie wyraźna w podgrupach IIIa - VIIa. W przypadku podgrup metali Ia - IIIa obserwuje się wzrost aktywności chemicznej. W podgrupach pierwiastków IVa - VIIa wraz ze wzrostem Z obserwuje się osłabienie aktywności chemicznej pierwiastków. W elementach podgrupy b natura zmiany aktywności chemicznej jest bardziej skomplikowana.

Teorię układu okresowego opracował N. Bohr i inni naukowcy w latach dwudziestych. XX wiek i opiera się na prawdziwym schemacie tworzenia elektronicznych konfiguracji atomów (patrz. Atom). Zgodnie z tą teorią, wraz ze wzrostem Z, wypełnianie powłok elektronowych i podpowłok w atomach pierwiastków zawartych w okresach układu okresowego odbywa się w następującej kolejności:

Numery okresowe
1	2	3	4	5	6	7
1s	2s2p	3s3p	4s3d4p	5s4d5p	6s4f5d6p	7s5f6d7p

W oparciu o teorię układu okresowego można podać następującą definicję okresu: okres jest zbiorem elementów rozpoczynających się od elementu o wartości n równej liczbie okresu i l \u003d 0 (s - elementy) i kończącym się elementem o tej samej wartości n i l \u003d 1 (p‑ elementy) (patrz. Atom). Wyjątkiem jest pierwszy okres zawierający tylko 1s - elementy. Z teorii układu okresowego wynika liczba elementów w okresach: 2, 8, 8, 18, 18, 32 ...

W tabeli symbole elementów każdego typu (elementy s, p, d i f - elementy) są pokazane na określonym kolorowym tle: s - elementy na czerwonym tle, p - elementy na pomarańczowym tle, d - elementy na niebieskim tle, f - elementy - na zieleni. Każda komórka zawiera numery seryjne i masy atomowe pierwiastków, a także konfiguracje elektroniczne zewnętrznych powłok elektronowych.

Z teorii układu okresowego wynika, że \u200b\u200belementy o n równe liczbie okresu i l \u003d 0 i 1. należą do podgrup A. Podgrupy B obejmują te elementy, w których atomach ukończono uzupełnianie powłok, które wcześniej pozostawały niekompletne. Dlatego pierwszy, drugi i trzeci okres nie zawierają elementów podgrupy b.

Struktura układu okresowego pierwiastków jest ściśle związana ze strukturą atomów pierwiastków chemicznych. W miarę wzrostu Z, podobne typy konfiguracji zewnętrznych powłok elektronowych okresowo powtarzają się. Mianowicie, określają główne cechy zachowania chemicznego pierwiastków. Cechy te manifestują się inaczej dla elementów podgrup a (elementy s i p), elementów podgrupy b (przejściowe elementy d) i elementów rodzin f - lantanowców i aktynowców. Szczególny przypadek reprezentują pierwiastki z pierwszego okresu - wodór i hel. Wodór charakteryzuje się wysoką aktywnością chemiczną, ponieważ jego jedyne 1s - elektron łatwo się oddziela. Jednocześnie konfiguracja helu (1s 2) jest bardzo stabilna, co determinuje jego nieaktywność chemiczną.

Elementy podgrup są wypełnione zewnętrznymi powłokami elektronowymi atomów (z n równą liczbie okresów), dlatego właściwości tych pierwiastków zauważalnie zmieniają się wraz ze wzrostem Z. Tak więc w drugim okresie lit (konfiguracja 2s) jest metalem aktywnym, który łatwo traci pojedynczy elektron walencyjny ; Beryl (2s 2) jest również metalem, ale mniej aktywnym ze względu na fakt, że jego elektrony zewnętrzne są silniej związane z jądrem. Ponadto bor (2s 2 p) ma słabo wyraźny charakter metaliczny, a wszystkie kolejne elementy drugiego okresu, w którym występuje konstrukcja 2p - podpowłoki, są już niemetalami. Osiem elektronowa konfiguracja zewnętrznej powłoki elektronowej neonu (2s 2 p 6) - gazu obojętnego - jest bardzo trwała.

Właściwości chemiczne pierwiastków z drugiego okresu wyjaśniono chęcią ich atomów do uzyskania konfiguracji elektronicznej najbliższego gazu obojętnego (konfiguracja helowa dla pierwiastków od litu do węgla lub konfiguracja neonowa dla pierwiastków od węgla do fluoru). Dlatego na przykład tlen nie może wykazywać najwyższego stopnia utlenienia równego liczbie grup: łatwiej jest uzyskać konfigurację neonu poprzez pozyskanie dodatkowych elektronów. Taki sam charakter zmiany właściwości przejawia się w elementach trzeciego okresu oraz w elementach s i p wszystkich kolejnych okresów. Jednocześnie osłabienie siły wiązania elektronów zewnętrznych z jądrem w podgrupach w miarę wzrostu Z przejawia się we właściwościach odpowiednich pierwiastków. Tak więc dla pierwiastków s zauważalny jest wzrost aktywności chemicznej wraz ze wzrostem Z, a dla pierwiastków p obserwuje się wzrost właściwości metali.

W atomach przejściowych pierwiastków d powłoki nieukończone wcześniej są uzupełnione wartością głównej liczby kwantowej n, o jeden mniejszej niż liczba okresu. Z pewnymi wyjątkami konfiguracja zewnętrznych powłok elektronowych atomów elementów przejściowych to ns 2. Dlatego wszystkie d - pierwiastki są metalami i dlatego zmiany właściwości d - pierwiastków w miarę wzrostu Z nie są tak gwałtowne, jak zaobserwowano dla pierwiastków s - i p. W wyższych stanach utlenienia pierwiastki d wykazują pewne podobieństwo z pierwiastkami p odpowiednich grup układu okresowego.

Cechy właściwości elementów triad (podgrupy VIIIb) wyjaśniono przez fakt, że b-podpowłoki są bliskie ukończenia. Dlatego z reguły żelazo, kobalt, nikiel i platyna nie mają skłonności do dawania związków o wyższym stopniu utlenienia. Jedynymi wyjątkami są ruten i osm, które dają tlenki RuO 4 i OsO 4. Dla elementów podgrup Ib - i IIb - podpowłoka d jest w rzeczywistości kompletna. Dlatego wykazują stany utlenienia równe numerowi grupy.

W atomach lantanowców i aktynowców (wszystkie metale) zakończenie poprzednio niekompletnych powłok elektronowych o wartości głównej liczby kwantowej n jest o dwie jednostki mniejsze niż liczba okresu. W atomach tych pierwiastków konfiguracja zewnętrznej powłoki elektronowej (ns 2) pozostaje niezmieniona, a trzecia zewnętrzna powłoka N jest wypełniona elektronami 4f. Właśnie dlatego lantanowce są tak podobne.

Aktynowce są bardziej skomplikowane. W atomach pierwiastków o Z \u003d 90–95 elektrony 6d i 5f mogą brać udział w oddziaływaniach chemicznych. Dlatego aktynowce mają znacznie więcej stanów utlenienia. Na przykład w przypadku neptunu, plutonu i ameryku znane są związki, w których pierwiastki te działają w stanie heptawartościowym. Tylko pierwiastki, zaczynając od curium (Z \u003d 96), stają się stabilnymi stanami trójwartościowymi, ale tutaj są pewne osobliwości. Tak więc właściwości aktynowców znacznie różnią się od właściwości lantanowców, dlatego też nie można uznać obu rodzin za podobne.

Rodzina aktynoidów kończy się elementem o Z \u003d 103 (lawrence). Ocena właściwości chemicznych kurchatovii (Z \u003d 104) i nilsborium (Z \u003d 105) pokazuje, że pierwiastki te powinny być odpowiednio analogami hafnu i tantalu. Dlatego naukowcy uważają, że po rodzinie aktynowców w atomach rozpoczyna się systematyczne wypełnianie podpowłoki 6d. Chemiczna natura pierwiastków o Z \u003d 106–110 nie została eksperymentalnie oceniona.

Ostateczna liczba elementów, które obejmuje układ okresowy, jest nieznana. Problem jego górnej granicy jest być może główną tajemnicą układu okresowego. Najcięższym pierwiastkiem znalezionym w naturze jest pluton (Z \u003d 94). Osiągnięty limit sztucznej syntezy jądrowej to element o numerze seryjnym 110. Pytanie pozostaje otwarte: czy będzie możliwe uzyskanie elementów o dużych numerach seryjnych, które i ile? Nie można jeszcze odpowiedzieć w żaden konkretny sposób.

Korzystając ze skomplikowanych obliczeń wykonanych na komputerach elektronicznych, naukowcy próbowali określić strukturę atomów i ocenić najważniejsze właściwości „superelementów”, aż do ogromnych liczb seryjnych (Z \u003d 172, a nawet Z \u003d 184). Wyniki były bardzo nieoczekiwane. Na przykład w atomie elementu o Z \u003d 121 zakłada się pojawienie się elektronu 8p; dzieje się to po utworzeniu 8s - podpowłoki w atomach o Z \u003d 119 i 120. Ale pojawienie się p - elektronów po s - elektronach obserwuje się tylko w atomach pierwiastków drugiego i trzeciego okresu. Obliczenia pokazują również, że w przypadku elementów hipotetycznego ósmego okresu wypełnianie powłok elektronowych i podpowłok atomowych odbywa się w bardzo złożonej i osobliwej sekwencji. Dlatego ocena właściwości odpowiednich elementów jest bardzo skomplikowanym problemem. Wydaje się, że ósmy okres powinien zawierać 50 elementów (Z \u003d 119–168), ale zgodnie z obliczeniami powinien kończyć się na elemencie o Z \u003d 164, czyli o 4 numerach seryjnych wcześniej. Okazuje się, że „egzotyczny” dziewiąty okres powinien składać się z 8 elementów. Oto jego „elektroniczny” rekord: 9s 2 8p 4 9p 2. Innymi słowy, zawierałby tylko 8 elementów, takich jak drugi i trzeci okres.

Trudno powiedzieć, w jaki sposób obliczenia komputerowe byłyby prawdziwe. Gdyby jednak zostały potwierdzone, musielibyśmy poważnie zrewidować prawa leżące u podstaw układu okresowego pierwiastków i jego struktury.

Układ okresowy odegrał i nadal odgrywa ogromną rolę w rozwoju różnych dziedzin nauki. Było to najważniejsze osiągnięcie teorii atomowo-molekularnej, przyczyniło się do powstania nowoczesnej koncepcji „pierwiastka chemicznego” i wyjaśnienia pojęć prostych substancji i związków.

Wzorce ujawnione przez układ okresowy miały znaczący wpływ na rozwój teorii budowy atomów, odkrycie izotopów i pojawienie się pomysłów na temat okresowości jądrowej. Bezwzględnie naukowe stwierdzenie problemu prognozowania w chemii związane jest z układem okresowym. Przejawiało się to w przewidywaniu istnienia i właściwości nieznanych pierwiastków oraz nowych cech zachowania chemicznego pierwiastków już odkrytych. Teraz układ okresowy stanowi podstawę chemii, głównie nieorganicznej, znacznie pomagając rozwiązać problem chemicznej syntezy substancji o określonych właściwościach, rozwój nowych materiałów półprzewodnikowych, wybór konkretnych katalizatorów dla różnych procesów chemicznych itp. Wreszcie układ okresowy stanowi podstawę nauczania chemia.

Układ okresowy pierwiastków chemicznych to klasyfikacja pierwiastków chemicznych stworzona przez D. I. Mendelejewa na podstawie odkrytego przez niego prawa okresowego w 1869 r.

D.I. Mendelejew

Zgodnie ze współczesnym sformułowaniem tego prawa, w ciągłej serii pierwiastków ułożonych w kolejności rosnącego ładunku dodatniego jąder atomów, elementy o podobnych właściwościach są okresowo powtarzane.

Układ okresowy pierwiastków chemicznych, przedstawiony w formie tabeli, składa się z okresów, serii i grup.

Na początku każdego okresu (z wyjątkiem pierwszego) znajduje się element o wyraźnych właściwościach metalicznych (metal alkaliczny).

Symbole w tabeli kolorów: 1 - znak chemiczny pierwiastka; 2 - nazwa; 3 - masa atomowa (masa atomowa); 4 - numer seryjny; 5 - rozkład elektronów w warstwach.

Wraz ze wzrostem numeru seryjnego pierwiastka, który jest równy dodatniemu ładunkowi jądra atomu, właściwości metalu stopniowo słabną, a właściwości niemetaliczne rosną. Przedostatni element w każdym okresie jest pierwiastkiem o wyraźnych właściwościach niemetalicznych (), a ostatnim jest gaz obojętny. W I okresie są 2 elementy, w II i III - 8 elementów każdy, w IV i V - 18 każdy, w VI - 32 i w VII (okres niepełny) - 17 elementów.

Pierwsze trzy okresy nazywane są małymi okresami, każdy z nich składa się z jednego poziomego rzędu; pozostałe są w dużych okresach, z których każdy (z wyjątkiem okresu VII) składa się z dwóch poziomych rzędów - parzystego (górnego) i nieparzystego (dolnego). Tylko metale znajdują się w równych rzędach dużych okresów. Właściwości elementów w tych wierszach zmieniają się słabo wraz ze wzrostem liczby. Zmieniają się właściwości elementów w nieparzystych rzędach dużych okresów. W okresie VI 14 pierwiastków o bardzo podobnych właściwościach chemicznych podąża za lantanem. Te pierwiastki, zwane lantanowcami, wymieniono osobno poniżej głównej tabeli. Aktynowce są również reprezentowane w tabeli w ten sam sposób - pierwiastki następujące po aktynie.

Tabela ma dziewięć grup pionowych. Numer grupy, z rzadkimi wyjątkami, jest równy najwyższej dodatniej wartościowości elementów tej grupy. Każda grupa, z wyjątkiem zera i ósmej, jest podzielona na podgrupy. - główna (zlokalizowana po prawej) i wtórna. W głównych podgrupach wraz ze wzrostem numeru seryjnego zwiększają się właściwości metaliczne i niemetaliczne pierwiastków.

Tak więc chemiczne i szereg właściwości fizycznych pierwiastków są określone przez miejsce, które element ten zajmuje w układzie okresowym.

Pierwiastki biogenne, tj. Elementy tworzące organizmy i spełniające w nim pewną rolę biologiczną, zajmują szczyt układu okresowego pierwiastków. Komórki zajmowane przez elementy tworzące większość (ponad 99%) żywej materii są zabarwione na niebiesko, komórki zajmowane przez mikroelementy są różowe (patrz).

Układ okresowy pierwiastków chemicznych jest największym osiągnięciem współczesnej nauki i żywym wyrazem najbardziej ogólnych dialektycznych praw natury.

Zobacz także Masa atomowa.

Układ okresowy pierwiastków chemicznych jest naturalną klasyfikacją pierwiastków chemicznych stworzoną przez D. I. Mendelejewa na podstawie odkrytego przez niego prawa okresowego w 1869 r.

W pierwotnym sformułowaniu prawo okresowe D. I. Mendelejewa stwierdzało: właściwości pierwiastków chemicznych, a także formy i właściwości ich związków, są okresowo zależne od ciężaru atomowego pierwiastków. Później, wraz z rozwojem doktryny budowy atomu, wykazano, że dokładniejszą charakterystyką każdego pierwiastka nie jest masa atomowa (patrz), ale wartość ładunku dodatniego jądra atomowego elementu, równa liczbie porządkowej (atomowej) tego pierwiastka w układzie okresowym D. I. Mendelejewa . Liczba dodatnich ładunków jądra atomu jest równa liczbie elektronów otaczających jądro atomu, ponieważ atomy są zasadniczo elektrycznie obojętne. W świetle tych danych prawo okresowe formułuje się następująco: właściwości pierwiastków chemicznych, a także formy i właściwości ich związków są okresowo zależne od wielkości ładunku dodatniego jąder atomów. Oznacza to, że w ciągłej serii elementów ułożonych w rosnącym porządku dodatnich ładunków jąder atomowych elementy o podobnych właściwościach będą się okresowo powtarzać.

Forma tabelaryczna układu okresowego pierwiastków chemicznych jest przedstawiona w nowoczesnej formie. Składa się z okresów, serii i grup. Okres reprezentuje kolejne poziome serie elementów ułożone w kolejności rosnącego ładunku dodatniego jąder ich atomów.

Na początku każdego okresu (z wyjątkiem pierwszego) występuje element o wyraźnych właściwościach metalicznych (metal alkaliczny). Następnie, wraz ze wzrostem numeru seryjnego, właściwości metaliczne stopniowo słabną, a właściwości niemetaliczne pierwiastków rosną. Przedostatni element w każdym okresie jest pierwiastkiem o wyraźnych właściwościach niemetalicznych (halogen), a ostatnim jest gaz obojętny. I okres składa się z dwóch pierwiastków, rolę metalu alkalicznego i halogenu tutaj jednocześnie pełni wodór. Okresy II i III obejmują 8 elementów, zwanych typowymi Mendelejewem. Okresy IV i V składają się z 18 elementów, VI-32. VII okres nie został jeszcze ukończony i uzupełniony sztucznie stworzonymi elementami; w tym okresie jest obecnie 17 elementów. Okresy I, II i III nazywane są małymi, każdy z nich składa się z jednego poziomego rzędu, IV-VII - dużego: obejmują one (z wyjątkiem VII) dwa poziome rzędy - parzysty (górny) i nieparzysty (dolny). Tylko metale znajdują się w równych rzędach o dużych okresach, a zmiana właściwości elementów w rzędzie od lewej do prawej jest słabo wyrażona.

W nieparzystych rzędach dużych okresów właściwości elementów w szeregu zmieniają się w taki sam sposób, jak właściwości typowych elementów. W równym rzędzie okresu VI po lantanie znajduje się 14 pierwiastków [zwanych lantanowcami (patrz), lantanowce, ziemie rzadkie] o właściwościach chemicznych podobnych do lantanu i siebie nawzajem. Ich lista jest podana osobno pod tabelą.

Elementy występujące po aktynowcach aktynowych (aktynowcach) są osobno spisane i pokazane poniżej tabeli.

W okresowym układzie pierwiastków chemicznych dziewięć grup znajduje się pionowo. Numer grupy jest równy najwyższej dodatniej wartościowości (patrz) elementów tej grupy. Wyjątek stanowią fluor (może być tylko negatywnie monowalentny) i brom (nie jest siedmiowartościowy); ponadto miedź, srebro, złoto mogą wykazywać wartościowość większą niż +1 (Cu-1 i 2, Ag i Au-1 i 3), a pierwiastków z grupy VIII o wartościowości +8 mają tylko osm i ruten. Każda grupa, z wyjątkiem ósmej i zerowej, jest podzielona na dwie podgrupy: główną (zlokalizowaną po prawej stronie) i boczną. Główne podgrupy obejmują typowe elementy i elementy dużych okresów, boczne - tylko elementy dużych okresów, a ponadto metale.

Pod względem właściwości chemicznych elementy każdej podgrupy tej grupy są znacząco różne od siebie i tylko najwyższa wartościowość dodatnia jest taka sama dla wszystkich pierwiastków z tej grupy. W głównych podgrupach właściwości metaliczne pierwiastków są zwiększane od góry do dołu, a niemetaliczne są osłabiane (więc wapń jest pierwiastkiem o najbardziej wyraźnych właściwościach metalicznych, a fluor jest niemetaliczny). Tak więc miejsce elementu w układzie okresowym (numer seryjny) określa jego właściwości, które są średnią właściwości sąsiednich elementów w pionie i poziomie.

Niektóre grupy elementów mają specjalne nazwy. Tak więc elementy głównych podgrup grupy I nazywane są metalami alkalicznymi, grupa II - metale ziem alkalicznych, grupa VII - halogeny, elementy znajdujące się za uranem - transuranowe. Pierwiastki wchodzące w skład organizmów uczestniczą w procesach metabolicznych i mają wyraźną rolę biologiczną, zwaną składnikami odżywczymi. Wszystkie zajmują szczyt tabeli D. I. Mendelejewa. Są to przede wszystkim O, C, H, N, Ca, P, K, S, Na, Cl, Mg i Fe, które stanowią większość żywej materii (ponad 99%). Miejsca zajmowane przez te elementy w układzie okresowym są pomalowane na jasnoniebiesko. Pierwiastki biogenne, których jest bardzo mało w organizmie (od 10-3 do 10-14%), nazywane są pierwiastkami śladowymi (patrz). W komórkach układu okresowego umieszczane są zabarwione na żółto mikroelementy, których żywotność została udowodniona dla ludzi.

Zgodnie z teorią budowy atomów (patrz Atom), właściwości chemiczne pierwiastków zależą głównie od liczby elektronów na zewnętrznej powłoce elektronowej. Okresowa zmiana właściwości pierwiastków wraz ze wzrostem ładunku dodatniego jąder atomowych tłumaczy się okresowym powtarzaniem struktury zewnętrznej powłoki elektronowej (poziomu energii) atomów.

W małych okresach, wraz ze wzrostem ładunku dodatniego jądra, liczba elektronów na zewnętrznej powłoce wzrasta od 1 do 2 w okresie I i od 1 do 8 w okresach II i III. Stąd zmiana właściwości pierwiastków w tym okresie z metalu alkalicznego na gaz obojętny. Zewnętrzna powłoka elektronowa zawierająca 8 elektronów jest kompletna i stabilna energetycznie (elementy grupy zerowej są chemicznie obojętne).

W dużych okresach w równych rzędach, wraz ze wzrostem ładunku dodatniego jąder, liczba elektronów na zewnętrznej powłoce pozostaje stała (1 lub 2), a elektrony wypełniają drugą na zewnątrz powłoki. Stąd powolna zmiana właściwości elementów w parzystych rzędach. W nieparzystych rzędach dużych okresów o rosnącym ładunku jądrowym powłoka zewnętrzna jest wypełniona elektronami (od 1 do 8), a właściwości pierwiastków zmieniają się jak w typowych pierwiastkach.

Liczba powłok elektronowych w atomie jest równa liczbie okresu. Atomy pierwiastków głównych podgrup mają na swoich powłokach zewnętrznych liczbę elektronów równą liczbie grup. Atomy elementów drugorzędnych podgrup zawierają jeden lub dwa elektrony na powłokach zewnętrznych. To wyjaśnia różnicę we właściwościach głównych i drugorzędnych podgrup. Numer grupy wskazuje możliwą liczbę elektronów, które mogą uczestniczyć w tworzeniu wiązań chemicznych (wartościowości) (patrz. Cząsteczka), dlatego takie elektrony nazywane są wartościowością. W elementach podgrup drugorzędnych nie tylko elektrony powłok zewnętrznych, ale także przedostatnie są wartościowości. Liczba i struktura powłok elektronicznych jest wskazana w dołączonym układzie okresowym pierwiastków chemicznych.

Okresowe prawo D. I. Mendelejewa i oparty na nim system mają niezwykle duże znaczenie w nauce i praktyce. Okresowe prawo i układ były podstawą do odkrycia nowych pierwiastków chemicznych, dokładnego określenia ich ciężaru atomowego, rozwoju doktryny budowy atomów, ustanowienia praw geochemicznych rozkładu pierwiastków w skorupie ziemskiej oraz rozwoju nowoczesnych koncepcji dotyczących materii żywej, których skład i powiązane prawa są zgodne z układem okresowym. Aktywność biologiczna pierwiastków i ich zawartość w ciele są również w dużej mierze zdeterminowane miejscem, które zajmują w układzie okresowym Mendelejewa. Zatem wraz ze wzrostem numeru seryjnego w wielu grupach wzrasta toksyczność pierwiastków i maleje ich zawartość w ciele. Prawo okresowe jest wyraźnym wyrazem najbardziej ogólnych praw dialektycznych rozwoju przyrody.

Jak korzystać z układu okresowego Dla niewtajemniczonego czytanie układu okresowego jest takie samo, jak dla gnoma, który patrzy na starożytne runy elfów. Nawiasem mówiąc, układ okresowy, jeśli jest właściwie stosowany, może wiele powiedzieć o świecie. Oprócz obsługi na egzaminie jest on po prostu niezastąpiony w rozwiązywaniu ogromnej liczby problemów chemicznych i fizycznych. Ale jak to przeczytać? Na szczęście dzisiaj każdy może nauczyć się tej sztuki. W tym artykule dowiesz się, jak rozumieć układ okresowy.

Układ okresowy pierwiastków chemicznych (układ okresowy) to klasyfikacja pierwiastków chemicznych, która ustala zależność różnych właściwości pierwiastków od ładunku jądra atomowego.

Historia tworzenia tabeli

Dmitrij Iwanowicz Mendelejew nie był prostym chemikiem, jeśli ktoś tak uważa. Był chemikiem, fizykiem, geologiem, metrologiem, ekologiem, ekonomistą, nafciarzem, balonem, konstruktorem instrumentów i nauczycielem. W ciągu swojego życia naukowcowi udało się przeprowadzić zasadniczo wiele badań w różnych dziedzinach wiedzy. Na przykład powszechnie uważa się, że to Mendelejew obliczył idealną fortecę wódki - 40 stopni. Nie wiemy, jak Mendelejew odnosił się do wódki, ale wiadomo na pewno, że jego rozprawa doktorska „Dyskusja o połączeniu alkoholu i wody” nie miała nic wspólnego z wódką i rozważała stężenie alkoholu od 70 stopni. Przy wszystkich zaletach naukowca odkrycie okresowego prawa pierwiastków chemicznych - jednego z podstawowych praw przyrody, przyniosło mu najszerszą sławę.

Istnieje legenda, zgodnie z którą naukowiec marzył o układzie okresowym, po którym musiał tylko sfinalizować pomysł, który się pojawił. Ale jeśli wszystko było takie proste ... Ta wersja tworzenia układu okresowego jest najwyraźniej niczym więcej niż legendą. Zapytany o sposób otwarcia stołu sam Dmitrij Iwanowicz odpowiedział: „ Myślałem o tym od dwudziestu lat, ale myślisz: siedziałem i nagle… gotowy ”.

W połowie XIX wieku kilku naukowców podjęło jednocześnie próby usprawnienia znanych pierwiastków chemicznych (znane były 63 pierwiastki). Na przykład w 1862 r. Alexander Emil Chancourtois umieścił pierwiastki wzdłuż helisy i odnotował cykliczne powtarzanie właściwości chemicznych. Chemik i muzyk John Alexander Newlands zaproponował swoją wersję układu okresowego w 1866 roku. Ciekawostką jest fakt, że w układzie żywiołów naukowiec próbował odkryć mistyczną harmonię muzyczną. Wśród innych prób znalazła się próba Mendelejewa, która zakończyła się sukcesem.

W 1869 r. Opublikowano pierwszy zarys tabeli, a dzień 1 marca 1869 r. Uważany jest za dzień otwarcia prawa okresowego. Istotą odkrycia Mendelejewa było to, że właściwości pierwiastków o rosnącej masie atomowej nie zmieniają się monotonnie, ale okresowo. Pierwsza wersja tabeli zawierała tylko 63 elementy, ale Mendelejew dokonał szeregu bardzo niestandardowych rozwiązań. Więc zgadł, że zostawił miejsce dla wciąż nieodkrytych pierwiastków w tabeli, a także zmienił masy atomowe niektórych pierwiastków. Podstawowa poprawność prawa wydedukowana przez Mendelejewa została bardzo szybko potwierdzona, po odkryciu galu, skandu i Niemiec, których istnienie przewidzieli naukowcy.

Nowoczesny widok układu okresowego pierwiastków

Poniżej znajduje się sama tabela

Dzisiaj, aby zamówić elementy zamiast masy atomowej (masy atomowej), stosuje się pojęcie liczby atomowej (liczby protonów w jądrze). Tabela zawiera 120 elementów, które są rozmieszczone od lewej do prawej w kolejności rosnącej liczby atomowej (liczby protonów)

Kolumny tabeli to tak zwane grupy, a wiersze to kropki. Tabela ma 18 grup i 8 okresów.

Metaliczne właściwości pierwiastków zmniejszają się w tym okresie od lewej do prawej i rosną w przeciwnym kierunku.
Rozmiary atomów zmniejszają się od lewej do prawej wzdłuż okresów.
Podczas przemieszczania się z góry na dół w grupie, zwiększenie właściwości metalu wzrasta.
Właściwości oksydacyjne i niemetaliczne wzrastają w tym okresie od lewej do prawej.ja

Czego uczymy się o elemencie ze stołu? Na przykład weź trzeci element w tabeli - lit i rozważ go szczegółowo.

Przede wszystkim widzimy pod nim symbol samego elementu i jego nazwę. W lewym górnym rogu znajduje się liczba atomowa elementu w kolejności, w jakiej element znajduje się w tabeli. Liczba atomowa, jak już wspomniano, jest równa liczbie protonów w jądrze. Liczba dodatnich protonów z reguły jest równa liczbie ujemnych elektronów w atomie (z wyjątkiem izotopów).

Masę atomową wskazuje liczba atomowa (w tej wersji tabeli). Jeśli zaokrąglimy masę atomową do najbliższej liczby całkowitej, otrzymamy tak zwaną liczbę masową. Różnica między liczbą masową a liczbą atomową daje liczbę neutronów w jądrze. Tak więc liczba neutronów w jądrze helu wynosi dwa, a dla litu - cztery.

Więc nasz kurs „Układ okresowy dla manekinów” dobiegł końca. Podsumowując, zalecamy obejrzenie filmu tematycznego i mamy nadzieję, że pytanie, jak korzystać z układu okresowego, stało się dla ciebie bardziej jasne. Przypominamy, że zawsze skuteczniej jest uczyć się nowego przedmiotu nie tylko samodzielnie, ale z pomocą doświadczonego mentora. Dlatego nigdy nie powinieneś zapominać o tych, którzy chętnie dzielą się z Tobą swoją wiedzą i doświadczeniem.

Każdy, kto poszedł do szkoły, pamięta, że \u200b\u200bchemia była jednym z przedmiotów wymaganych do nauki. Mogła lubić, ale nie lubić - to nie ma znaczenia. I jest prawdopodobne, że wiele wiedzy na temat tej dyscypliny jest już zapomnianych i nie ma zastosowania w życiu. Jednak tabela pierwiastków chemicznych DI Mendelejewa prawdopodobnie zostanie zapamiętana przez wszystkich. Dla wielu pozostała wielobarwna tabela, na której w każdym polu są wpisane pewne litery wskazujące nazwy pierwiastków chemicznych. Ale tutaj nie będziemy rozmawiać o chemii jako takiej i opiszemy setki reakcji chemicznych i procesów, ale opowiemy o tym, jak pojawił się układ okresowy - ta historia będzie interesująca dla każdego, a nawet dla wszystkich, którzy są zainteresowani interesującymi i użytecznymi informacjami .

Trochę tła

W 1668 roku wybitny irlandzki chemik, fizyk i teolog Robert Boyle opublikował książkę, w której obalono wiele mitów o alchemii, i w której mówił o potrzebie poszukiwania nieusuwalnych pierwiastków chemicznych. Naukowiec podał także swoją listę, składającą się tylko z 15 elementów, ale przyznał, że może być więcej elementów. Był to punkt wyjścia nie tylko do poszukiwania nowych elementów, ale także ich systematyzacji.

Sto lat później francuski chemik Antoine Lavoisier opracował nową listę, która zawierała już 35 elementów. 23 z nich uznano później za nierozkładalne. Ale naukowcy z całego świata kontynuowali poszukiwanie nowych elementów. Główną rolę w tym procesie odegrał słynny rosyjski chemik Dmitrij Iwanowicz Mendelejew - po raz pierwszy wysunął hipotezę, że może istnieć związek między masą atomową pierwiastków a ich położeniem w układzie.

Dzięki żmudnej pracy i porównaniu pierwiastków chemicznych Mendelejew był w stanie odkryć związek między pierwiastkami, w których mogą być jednym, a ich właściwości nie są czymś oczywistym, ale są zjawiskiem cyklicznym. W rezultacie w lutym 1869 r. Mendelejew sformułował pierwsze prawo okresowe, aw marcu swój raport „Korelacja właściwości z masą atomową pierwiastków” został przedłożony Rosyjskiemu Towarzystwu Chemicznemu przez historyka chemii N. A. Menshutkina. W tym samym roku opublikowano publikację Mendelejewa w czasopiśmie Zeitschrift fur Chemie w Niemczech, aw 1871 r. Inne niemieckie czasopismo Annalen der Chemie opublikowało nową obszerną publikację naukowca.

Utwórz układ okresowy

Do 1869 r. Główny pomysł został już sformułowany przez Mendelejewa, ale w dość krótkim czasie, ale aby uporządkować go w coś w rodzaju uporządkowanego systemu, który wyraźnie pokazywał, co się dzieje, nie mógł długo. W jednej ze swoich rozmów z towarzyszem broni A.A. Cudzoziemcami powiedział nawet, że wszystko ułożyło się w jego głowie, ale nie mógł przynieść wszystkiego do stołu. Następnie, według biografów Mendelejewa, rozpoczął staranne prace nad stołem, które trwały trzy dni bez przerw na sen. Uporządkowano wszystkie sposoby porządkowania pierwiastków w tabeli, a pracę skomplikował fakt, że w tym czasie nauka nie znała jeszcze wszystkich pierwiastków chemicznych. Mimo to jednak tabela została utworzona, a elementy zostały usystematyzowane.

Legenda snu Mendelejewa

Wielu słyszało historię, o której D. I. Mendelejew marzył o swoim stole. Ta wersja była aktywnie rozpowszechniana przez wspomnianego współpracownika A. Mendelejewa A.A. Cudzoziemców jako zabawna historia, z którą bawił swoich uczniów. Powiedział, że Dmitrij Iwanowicz poszedł spać i we śnie wyraźnie widział swój stół, w którym wszystkie pierwiastki chemiczne były ułożone we właściwej kolejności. Potem uczniowie nawet żartowali, że wódka 40 ° została odkryta w ten sam sposób. Ale prawdziwe przesłanki do opowieści o śnie były nadal: jak już wspomniano, Mendelejew pracował na stole bez snu i odpoczynku, a kiedyś cudzoziemcy poczuli go zmęczonym i wyczerpanym. Po południu Mendelejew postanowił zrobić sobie przerwę, a jakiś czas później obudził się gwałtownie, natychmiast wziął kawałek papieru i przedstawił na nim już przygotowany stół. Ale sam naukowiec obalił całą historię snem, mówiąc: „Myślałem o tym od dwudziestu lat, ale myślisz: siedziałem i nagle… gotowy”. Tak więc legenda snu może być bardzo atrakcyjna, ale stworzenie stołu stało się możliwe tylko dzięki ciężkiej pracy.

Dalsza praca

W latach 1869–1871 Mendelejew rozwinął ideę okresowości, do której skłonna była społeczność naukowa. Jednym z ważnych etapów tego procesu było zrozumienie, że każdy element w systemie powinien mieć, w oparciu o całość jego właściwości w porównaniu z właściwościami innych elementów. Na tej podstawie, a także opierając się na wynikach badań dotyczących zmiany tlenków tworzących szkło, chemik był w stanie zmienić masy atomowe niektórych pierwiastków, w tym uranu, indu, berylu i innych.

Mendelejew oczywiście chciał wypełnić puste komórki, które pozostały w tabeli, aw 1870 roku przewidział, że wkrótce odkryte zostaną nieznane nauce pierwiastki chemiczne, których masy atomowe i właściwości mógł obliczyć. Pierwszymi z nich były gal (odkryty w 1875 r.), Skand (odkryty w 1879 r.) I german (otwarty w 1885 r.). Następnie prognozy były nadal realizowane i odkryto jeszcze osiem nowych pierwiastków, w tym: polon (1898), ren (1925), technet (1937), Francja (1939) i astatyna (1942–1943). Nawiasem mówiąc, w 1900 r. D.I. Mendelejew i szkocki chemik William Ramsay doszli do wniosku, że elementy grupy zerowej powinny być zawarte w tabeli - do 1962 r. Nazywano je obojętnymi, a następnie - gazami szlachetnymi.

Organizacja układu okresowego

Pierwiastki chemiczne w tabeli D. I. Mendelejewa są ułożone w rzędy, zgodnie ze wzrostem ich masy, a długość rzędów dobiera się tak, aby zawarte w nich pierwiastki miały podobne właściwości. Na przykład gazy szlachetne, takie jak radon, ksenon, krypton, argon, neon i hel, prawie nie reagują z innymi pierwiastkami, a także mają niską aktywność chemiczną, dlatego znajdują się w skrajnie prawej kolumnie. A elementy lewej kolumny (potas, sód, lit itp.) Reagują bardzo dobrze z innymi pierwiastkami, a same reakcje są wybuchowe. Mówiąc prosto, w obrębie każdej kolumny elementy mają podobne właściwości, które różnią się przy przechodzeniu z jednej kolumny do drugiej. Wszystkie pierwiastki, do nr 92, znajdują się w naturze, a substancje sztuczne, które można wytwarzać tylko w warunkach laboratoryjnych, zaczynają się od nr 93.

W swojej pierwotnej formie system okresowy był rozumiany jedynie jako odzwierciedlenie istniejącego porządku w przyrodzie i nie było wyjaśnienia, dlaczego wszystko powinno być w ten sposób. I dopiero gdy pojawiła się mechanika kwantowa, prawdziwe znaczenie kolejności elementów w tabeli stało się jasne.

Lekcje twórcze

Mówiąc o tym, jakie lekcje z procesu twórczego można wyciągnąć z całej historii tworzenia układu okresowego D.I. Mendelejewa, można przytoczyć pomysły angielskiego badacza w dziedzinie twórczego myślenia Grahama Wallace'a i francuskiego naukowca Henri Poincaré. Dajemy je krótko.

Według badań Poincare (1908) i Grahama Wallace'a (1926) istnieją cztery główne etapy twórczego myślenia:

Przygotowanie - etap formułowania głównego zadania i pierwsze próby jego rozwiązania;
Inkubacja - etap, podczas którego następuje chwilowe odwrócenie uwagi od procesu, ale praca nad znalezieniem rozwiązania problemu odbywa się na poziomie podświadomości;
Inspiracja - etap, na którym znajduje się intuicyjne rozwiązanie. Co więcej, to rozwiązanie można znaleźć w sytuacji, która absolutnie nie ma związku z zadaniem;
Sprawdź - etap testowania i wdrażania rozwiązania, na którym odbywa się weryfikacja tego rozwiązania i jego ewentualny dalszy rozwój.

Jak widać, w procesie tworzenia własnego stołu Mendelejew intuicyjnie śledził dokładnie te cztery etapy. Jak efektywny można to ocenić na podstawie wyników, tj. przez fakt, że tabela została utworzona. Biorąc pod uwagę, że jego stworzenie było ogromnym krokiem naprzód nie tylko dla nauk chemicznych, ale dla całej ludzkości, powyższe cztery etapy można zastosować zarówno do realizacji małych projektów, jak i do realizacji globalnych planów. Najważniejszą rzeczą do zapamiętania jest to, że żadne odkrycie, żadne rozwiązanie problemu nie można znaleźć na własną rękę, bez względu na to, jak bardzo chcielibyśmy je zobaczyć we śnie, bez względu na to, ile śpimy. Aby coś wypracować, nie ma znaczenia, czy utworzysz tabelę pierwiastków chemicznych lub opracujesz nowy plan marketingowy, musisz mieć pewną wiedzę i umiejętności, a także wykorzystać swój potencjał i ciężko pracować.

Życzymy powodzenia w staraniach i udanej realizacji planu!