الجدول الدوري للخصائص الكيميائية. الجدول الدوري للعناصر الكيميائية

القانون الدوري د. مندليف والجدول الدوري العناصر الكيميائية لقد أهمية عظيمةفي تطور الكيمياء . دعونا نعود إلى عام 1871، عندما كان أستاذ الكيمياء د. توصل مندليف، من خلال العديد من التجارب والأخطاء، إلى استنتاج مفاده أن "... خصائص العناصر، وبالتالي خصائص البسيط و الهيئات المعقدة، الوقوف بشكل دوري اعتمادا على بهم الوزن الذري». تنشأ دورية التغيرات في خصائص العناصر بسبب التكرار الدوري للتكوين الإلكتروني لطبقة الإلكترون الخارجية مع زيادة شحنة النواة.

الصياغة الحديثة للقانون الدوريهذا هو:

"إن خصائص العناصر الكيميائية (أي خصائص وشكل المركبات التي تشكلها) تعتمد بشكل دوري على شحنة نواة ذرات العناصر الكيميائية."

أثناء تدريس الكيمياء، فهم مندليف هذا الحفظ الخصائص الفرديةكل عنصر يسبب صعوبات للطلاب. بدأ في البحث عن طرق للإبداع طريقة النظاملتسهيل تذكر خصائص العناصر. وكانت النتيجة طاولة طبيعية ، فيما بعد أصبح يعرف باسم دورية.

ملكنا طاولة حديثةيشبه إلى حد كبير مندلييف. دعونا نلقي نظرة فاحصة على ذلك.

جدول مندلييف

يتكون الجدول الدوري لمندليف من 8 مجموعات و7 فترات.

تسمى الأعمدة الرأسية للجدول مجموعات . العناصر الموجودة في كل مجموعة لها خصائص كيميائية وفيزيائية مماثلة. ويفسر ذلك حقيقة أن عناصر المجموعة نفسها لها تكوينات إلكترونية متشابهة للطبقة الخارجية، وعدد الإلكترونات الموجودة عليها يساوي رقم المجموعة. في هذه الحالة، يتم تقسيم المجموعة إلى المجموعات الفرعية الرئيسية والثانوية.

في المجموعات الفرعية الرئيسيةيتضمن العناصر التي توجد إلكتروناتها التكافؤ في المستويات الفرعية الخارجية ns و np. في المجموعات الفرعية الجانبيةيتضمن العناصر التي توجد إلكتروناتها التكافؤ على المستوى الفرعي ns الخارجي والمستوى الفرعي الداخلي (n - 1) d (أو (n - 2) المستوى الفرعي f).

جميع العناصر في الجدول الدوري ، اعتمادًا على المستوى الفرعي (s- أو p- أو d- أو f-) يتم تصنيف إلكترونات التكافؤ إلى: عناصر s (عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعتين الأولى والثانية)، وعناصر p (عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية III - المجموعات السابعة)، عناصر د (عناصر المجموعات الفرعية الجانبية)، عناصر ف (اللانثانيدات، الأكتينيدات).

أعلى تكافؤ لعنصر ما (باستثناء O وF وعناصر المجموعة الفرعية النحاسية والمجموعة الثامنة) يساوي عدد المجموعة التي يوجد فيها.

بالنسبة لعناصر المجموعتين الفرعيتين الرئيسية والثانوية، فإن صيغ الأكاسيد الأعلى (وهيدراتها) هي نفسها. في المجموعات الفرعية الرئيسية، يكون تركيب مركبات الهيدروجين هو نفسه بالنسبة للعناصر الموجودة في هذه المجموعة. تشكل الهيدريدات الصلبة عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعات الأولى - الثالثة، والمجموعات الرابعة - السابعة تشكل مركبات الهيدروجين الغازية. مركبات الهيدروجين من النوع EN 4 هي مركبات أكثر حيادية، EN 3 عبارة عن قواعد، H 2 E و NE عبارة عن أحماض.

تسمى الصفوف الأفقية للجدول فترات. تختلف العناصر الموجودة في الفترات عن بعضها البعض، لكن القاسم المشترك بينها هو ذلك الإلكترونات الأخيرةلديهم نفس مستوى الطاقة ( عدد الكم الرئيسين- نفس الشيء ).

تختلف الفترة الأولى عن غيرها في وجود عنصرين فقط: الهيدروجين H والهيليوم He.

في الفترة الثانية هناك 8 عناصر (لي - ني). يبدأ دور الليثيوم Li، وهو فلز قلوي، ويغلقه الغاز النبيل النيون Ne.

وفي الدورة الثالثة، كما في الثانية، هناك 8 عناصر (Na - Ar). تبدأ الدورة بمعدن الصوديوم القلوي Na، ويغلقه الغاز النبيل الأرجون Ar.

تحتوي الفترة الرابعة على 18 عنصرًا (K - Kr) - وقد وصفها مندليف بأنها الأولى فترة طويلة. ويبدأ أيضًا بالفلز القلوي البوتاسيوم وينتهي بالغاز الخامل الكريبتون Kr. يتضمن تكوين الفترات الكبيرة عناصر انتقالية (Sc - Zn) - د-عناصر.

وفي الفترة الخامسة، مثل الرابعة، يوجد 18 عنصرًا (Rb - Xe) وبنيتها تشبه الرابعة. ويبدأ أيضًا بالروبيديوم القلوي Rb، وينتهي بالغاز الخامل زينون Xe. يتضمن تكوين الفترات الكبيرة العناصر الانتقالية (Y - Cd) - د-عناصر.

الفترة السادسة تتكون من 32 عنصر (Cs - Rn). باستثناء 10 د- العناصر (La, Hf - Hg) وتحتوي على صف مكون من 14 F-عناصر (اللانثانيدات) - Ce - Lu

الفترة السابعة لم تنته بعد. يبدأ بـ Franc Fr، ويمكن الافتراض أنه سيحتوي، مثل الفترة السادسة، على 32 عنصرًا تم العثور عليها بالفعل (حتى العنصر ذو Z = 118).

الجدول الدوري التفاعلي

إذا نظرت إلى الجدول الدوريورسم خطًا وهميًا يبدأ من البورون وينتهي بين البولونيوم والأستاتين، فتكون جميع المعادن على يسار الخط، واللافلزات على يمينه. العناصر المجاورة مباشرة لهذا الخط سيكون لها خصائص المعادن وغير المعادن. يطلق عليهم الفلزات أو أشباه المعادن. وهي البورون والسيليكون والجرمانيوم والزرنيخ والأنتيمون والتيلوريوم والبولونيوم.

القانون الدوري

أعطى مندليف الصيغة التالية للقانون الدوري: "الخصائص أجسام بسيطةوكذلك أشكال وخصائص مركبات العناصر، وبالتالي فإن خصائص الأجسام البسيطة والمعقدة التي تشكلها، تعتمد بشكل دوري على وزنها الذري.
هناك أربعة أنماط دورية رئيسية:

القاعدة الثمانيينص على أن جميع العناصر تميل إلى اكتساب أو فقدان إلكترون لكي تحصل على التركيبة الثمانية للإلكترونات لأقرب غاز نبيل. لأن المدارات s و p الخارجية غازات نبيلةمملوءة بالكامل، فهي العناصر الأكثر استقرارًا.
طاقة التأينهي كمية الطاقة اللازمة لإزالة الإلكترون من الذرة. وفقا لقاعدة الثمانيات، عند التحرك عبر الجدول الدوري من اليسار إلى اليمين، هناك حاجة إلى المزيد من الطاقة لإزالة الإلكترون. ولذلك، فإن العناصر الموجودة على الجانب الأيسر من الجدول تميل إلى فقدان إلكترون، وتلك الموجودة على الجانب الأيسر من الجدول الجانب الأيمن- اشتريها. أكثر طاقة عاليةتأين الغازات الخاملة. تنخفض طاقة التأين كلما تحركت إلى أسفل المجموعة، لأن الإلكترونات منخفضة مستويات الطاقةلديه القدرة على صد الإلكترونات من مستويات الطاقة الأعلى. وتسمى هذه الظاهرة تأثير التدريع. ونتيجة لهذا التأثير، تكون الإلكترونات الخارجية أقل ارتباطًا بالنواة. وبالتحرك على طول الفترة، تزداد طاقة التأين بسلاسة من اليسار إلى اليمين.

الإلكترون تقارب- التغير في الطاقة عندما تكتسب ذرة المادة في الحالة الغازية إلكترونًا إضافيًا. عندما يتحرك الشخص إلى أسفل المجموعة، يصبح تقارب الإلكترون أقل سلبية بسبب تأثير الفحص.

كهرسلبية- مقياس لمدى قوة ميلها لجذب الإلكترونات من ذرة أخرى مرتبطة بها. تزداد السالبية الكهربية عند الانتقال الجدول الدوريمن اليسار إلى اليمين ومن الأسفل إلى الأعلى. يجب أن نتذكر أن الغازات النبيلة ليس لها سالبية كهربية. وبالتالي، فإن العنصر الأكثر كهربية هو الفلور.

وبناء على هذه المفاهيم، دعونا نفكر في كيفية تغير خصائص الذرات ومركباتها الجدول الدوري.

لذلك، في الاعتماد الدوري هناك خصائص الذرة المرتبطة بها التكوين الإلكترونية: نصف القطر الذري، طاقة التأين، السالبية الكهربية.

دعونا نفكر في التغير في خصائص الذرات ومركباتها حسب موقعها الجدول الدوري للعناصر الكيميائية.

تزداد اللامعدنية للذرةعند التحرك في الجدول الدوري من اليسار إلى اليمين ومن الأسفل إلى الأعلى. ونتيجة لهذا تنخفض الخصائص الأساسية للأكاسيد ،وتزداد الخواص الحمضية بنفس الترتيب - عند التحرك من اليسار إلى اليمين ومن الأسفل إلى الأعلى. في هذه الحالة، تكون الخواص الحمضية للأكاسيد أقوى أكثر درجةأكسدة العنصر المكون لها

حسب الفترة من اليسار إلى اليمين الخصائص الأساسية هيدروكسيداتتضعف في المجموعات الفرعية الرئيسية من الأعلى إلى الأسفل، وتزداد قوة الأسس. علاوة على ذلك، إذا كان المعدن قادرًا على تكوين عدة هيدروكسيدات، فمع زيادة حالة أكسدة المعدن، الخصائص الأساسيةتضعف الهيدروكسيدات.

حسب الفترة من اليسار الى اليمينتزداد قوة الأحماض المحتوية على الأكسجين. عند الانتقال من أعلى إلى أسفل ضمن مجموعة واحدة، تقل قوة الأحماض المحتوية على الأكسجين. في هذه الحالة، تزداد قوة الحمض مع زيادة حالة الأكسدة للعنصر المكون للحمض.

حسب الفترة من اليسار الى اليمينتزداد القوة الأحماض الخالية من الأكسجين. عند الانتقال من أعلى إلى أسفل ضمن مجموعة واحدة، تزداد قوة الأحماض الخالية من الأكسجين.

فئات ،

ستتعرف في هذا الدرس على قانون مندليف الدوري، الذي يصف التغير في خصائص الأجسام البسيطة، وكذلك أشكال وخصائص مركبات العناصر حسب حجم كتلها الذرية. فكر في كيفية وصف العنصر الكيميائي من خلال موقعه في الجدول الدوري.

الموضوع: القانون الدوري والجدول الدوري للعناصر الكيميائية بقلم D. I. Mendeleev

الدرس: وصف العنصر حسب موضعه في الجدول الدوري للعناصر لـ D. I. Mendeleev

في عام 1869، قام D.I Mendeleev، بناء على البيانات المتراكمة عن العناصر الكيميائية، بصياغة قانونه الدوري. ثم بدا مثل هذا: "إن خصائص الأجسام البسيطة، وكذلك أشكال وخصائص مركبات العناصر، تعتمد بشكل دوري على حجم الكتل الذرية للعناصر."لفترة طويلة جدًا، كان المعنى المادي لقانون دي مندليف غير واضح. لقد أصبح كل شيء في مكانه بعد اكتشاف بنية الذرة في القرن العشرين.

صياغة حديثة القانون الدوري: "إن خصائص المواد البسيطة، وكذلك أشكال وخصائص مركبات العناصر، تعتمد بشكل دوري على حجم شحنة النواة الذرية."

شحنة نواة الذرة يساوي العددالبروتونات في النواة. ويتوازن عدد البروتونات مع عدد الإلكترونات الموجودة في الذرة. وبالتالي فإن الذرة متعادلة كهربائيا.

شحنة نواة الذرةفي الجدول الدوري هو الرقم التسلسلي للعنصر

رقم الفترةعروض عدد مستويات الطاقة,التي تدور عليها الإلكترونات.

رقم المجموعةعروض عدد إلكترونات التكافؤ.بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية الرئيسية، فإن عدد إلكترونات التكافؤ يساوي عدد الإلكترونات الموجودة في مستوى الطاقة الخارجي. إن إلكترونات التكافؤ هي المسؤولة عن التكوين الروابط الكيميائيةعنصر.

تحتوي العناصر الكيميائية للمجموعة 8 - الغازات الخاملة - على 8 إلكترونات في غلافها الإلكتروني الخارجي. مثل هذه القشرة الإلكترونية مواتية بقوة. تسعى جميع الذرات لملء غلافها الإلكتروني الخارجي بما يصل إلى 8 إلكترونات.

ما هي خصائص الذرة التي تتغير دوريا في الجدول الدوري؟

يتكرر هيكل المستوى الإلكتروني الخارجي.

يتغير نصف قطر الذرة بشكل دوري. في مجموعةنصف القطر يزيدمع زيادة عدد الفترات، مع زيادة عدد مستويات الطاقة. في الفترة من اليسار إلى اليمينسوف تنمو نواة الذرة، ولكن الجذب للنواة سيكون أكبر وبالتالي نصف قطر الذرة يتناقص.

تسعى كل ذرة إلى إكمال مستوى الطاقة الأخير. تحتوي عناصر المجموعة 1 على إلكترون واحد في الطبقة الأخيرة. ولذلك، فمن الأسهل بالنسبة لهم أن يتنازلوا عنها. ومن الأسهل على عناصر المجموعة 7 جذب إلكترون واحد مفقود إلى الثماني. في المجموعة، ستزداد القدرة على التخلي عن الإلكترونات من الأعلى إلى الأسفل، مع زيادة نصف قطر الذرة وانخفاض الجذب للنواة. وفي الفترة من اليسار إلى اليمين، تقل القدرة على التخلي عن الإلكترونات بسبب انخفاض نصف قطر الذرة.

كلما زادت سهولة تخلي العنصر عن الإلكترونات من مستواه الخارجي، زادت خواصه المعدنية، كما أن أكاسيده وهيدروكسيداته لها خصائص أساسية أكبر. وهذا يعني أن الخصائص المعدنية في المجموعات تزداد من الأعلى إلى الأسفل، وفي فترات من اليمين إلى اليسار. أما بالنسبة للخصائص غير المعدنية فإن العكس هو الصحيح.

أرز. 1. موضع المغنيسيوم في الجدول

في المجموعة، المغنيسيوم مجاور للبريليوم والكالسيوم. رسم بياني 1. يحتل المغنيسيوم مرتبة أقل من البريليوم ولكنه أعلى من الكالسيوم في المجموعة. يحتوي المغنيسيوم على خصائص معدنية أكثر من البريليوم، ولكن أقل من الكالسيوم. تتغير أيضًا الخصائص الأساسية لأكاسيدها وهيدروكسيداتها. في الدورة، يوجد الصوديوم على اليسار، والألومنيوم على اليمين، والمغنيسيوم. سيظهر الصوديوم خواص معدنية أكثر من المغنيسيوم، وسيظهر المغنيسيوم خواص معدنية أكثر من الألومنيوم. وبالتالي، يمكنك مقارنة أي عنصر مع جيرانه في المجموعة والفترة.

تتغير الخواص الحمضية وغير المعدنية بعكس الخواص الأساسية والمعدنية.

خصائص الكلور حسب موقعه في الجدول الدوري لـ D.I Mendeleev.

أرز. 4. موضع الكلور في الطاولة

. يوضح العدد الذري 17 عدد البروتونات 17 والإلكترونات 17 الموجودة في الذرة. الشكل 4. الكتلة الذرية 35 سوف تساعد في حساب عدد النيوترونات (35-17 = 18). الكلور يقع في الدورة الثالثة مما يعني أن عدد مستويات الطاقة في الذرة هو 3. وهو يقع في المجموعة 7-A وينتمي إلى العناصر p. هذا غير المعدن. نقارن الكلور مع جيرانه في المجموعة والفترة. الخواص غير المعدنية للكلور أكبر من تلك الخاصة بالكبريت، ولكنها أقل من تلك الخاصة بالأرجون. يحتوي الكلور على خواص معدنية أقل من الفلور وأكثر من البروم. دعونا نوزع الإلكترونات بين مستويات الطاقة ونكتب صيغة إلكترونية. التوزيع العام للإلكترونات سيبدو هكذا. انظر الشكل. 5

أرز. 5. توزيع إلكترونات ذرة الكلور على مستويات الطاقة

تحديد أعلى وأدنى حالات الأكسدة للكلور. أعلى درجةالأكسدة هي +7، لأنها يمكن أن تتخلى عن 7 إلكترونات من طبقة الإلكترون الأخيرة. أدنى حالة أكسدة هي -1 لأن الكلور يحتاج إلى إلكترون واحد حتى يكتمل. معادلة أكسيد أعلى Cl2O7 ( أكسيد الحمض)، مركب الهيدروجين HCl.

في عملية التبرع أو اكتساب الإلكترونات، تكتسب الذرة تهمة التقليدية. تسمى هذه الرسوم المشروطة .

- بسيطالمواد لها حالة أكسدة تساوي صفر.

قد تظهر العناصر أقصىحالة الأكسدة و الحد الأدنى. أقصىيُظهر العنصر حالة الأكسدة الخاصة به عندما يمنحجميع إلكترونات التكافؤ من مستوى الإلكترون الخارجي. إذا كان عدد إلكترونات التكافؤ يساوي رقم المجموعة أقصى درجةالأكسدة تساوي رقم المجموعة.

أرز. 2. موضع الزرنيخ في الجدول

الحد الأدنىسوف يظهر العنصر حالة الأكسدة عندما يكون سيقبلجميع الإلكترونات الممكنة لإكمال طبقة الإلكترون.

لنتأمل قيم حالات الأكسدة باستخدام العنصر رقم 33 كمثال.

هذا هو الزرنيخ وهو موجود في المجموعة الفرعية الرئيسية الخامسة. في النهاية المستوى الالكترونيلديها خمسة إلكترونات. وهذا يعني أنه عند التخلي عنها، سيكون لديه حالة أكسدة +5. تفتقر الذرة As إلى 3 إلكترونات قبل اكتمال طبقة الإلكترون. ومن خلال جذبها، سيكون لها حالة أكسدة تبلغ -3.

موضع العناصر المعدنية واللافلزية في الجدول الدوري D.I. مندليف.

أرز. 3. موقع المعادن وغير المعادن في الجدول

في جانب المجموعات الفرعية كلها المعادن . إذا تصرفت عقليا قطري من البورون إلى الأستاتين ، الذي - التي أعلى من هذا القطر في المجموعات الفرعية الرئيسية سيكون هناك كل شيء اللافلزات ، أ أقل هذا القطر هو كل شيء المعادن . تين. 3.

1. الأرقام 1-4 (ص 125) Rudzitis G.E. غير العضوية و الكيمياء العضوية. الصف الثامن: كتاب مدرسي المؤسسات التعليمية: مستوى أساسي من/ ج. إي. رودزيتيس، ف. ج. فيلدمان. م: التنوير. 2011، 176 ص.: مريض.

2. ما هي خصائص الذرة التي تتغير مع الدورية؟

3. وصف عنصر الأكسجين الكيميائي وفقًا لموقعه في الجدول الدوري لـ D.I Mendeleev.

القرن التاسع عشر في تاريخ البشرية هو القرن الذي تم فيه إصلاح العديد من العلوم، بما في ذلك الكيمياء. في هذا الوقت ظهر النظام الدوري لمندليف ومعه القانون الدوري. كان هو الذي أصبح الأساس الكيمياء الحديثة. النظام الدوري لـ D. I. Mendeleev هو تنظيم للعناصر التي تحدد الاعتماد على المواد الكيميائية و الخصائص الفيزيائيةعلى هيكل وشحنة ذرة المادة.

قصة

تم تحديد بداية الفترة الدورية من خلال كتاب "ارتباط الخواص بالوزن الذري للعناصر" الذي كتب في الربع الثالث من القرن السابع عشر. وعرضت المفاهيم الأساسية للعناصر الكيميائية المعروفة (في ذلك الوقت كان هناك 63 عنصرًا فقط). بالإضافة إلى ذلك، تم تحديد الكتل الذرية للعديد منها بشكل غير صحيح. لقد تعارض هذا بشكل كبير مع اكتشاف د.آي مندليف.

بدأ ديمتري إيفانوفيتش عمله بمقارنة خصائص العناصر. في البداية، كان يعمل على الكلور والبوتاسيوم، وبعد ذلك فقط انتقل إلى العمل مع المعادن القلوية. مسلحًا ببطاقات خاصة تم تصوير العناصر الكيميائية عليها، حاول مرارًا وتكرارًا تجميع هذه "الفسيفساء": وضعها على طاولته بحثًا عن التركيبات والمباريات اللازمة.

وبعد الكثير من الجهد، وجد ديمتري إيفانوفيتش أخيرًا النمط الذي كان يبحث عنه وقام بترتيب العناصر فيه سلسلة دورية. بعد أن تلقى نتيجة لذلك خلايا فارغة بين العناصر، أدرك العالم أنه ليس كل العناصر الكيميائية معروفة للباحثين الروس، وأنه هو الذي يجب أن يمنح هذا العالم المعرفة في مجال الكيمياء التي لم يعطها بعد له سلف.

يعلم الجميع الأسطورة القائلة بأن الجدول الدوري ظهر لمندليف في المنام وقام بجمع العناصر من الذاكرة. نظام موحد. هذه كذبة تقريبًا. والحقيقة هي أن ديمتري إيفانوفيتش عمل لفترة طويلة جدًا وركز على عمله، وقد أرهقه ذلك كثيرًا. أثناء العمل على نظام العناصر، سقط Mendeleev مرة واحدة نائما. وعندما استيقظ، أدرك أنه لم ينته من المائدة، بل استمر في ملء الزنازين الفارغة. قرر أحد معارفه، وهو مدرس جامعي، إنوسترانتسيف، أن الجدول الدوري كان يحلم به مندليف ونشر هذه الشائعات بين طلابه. وهكذا ظهرت هذه الفرضية.

شهرة

تعد العناصر الكيميائية لمندليف انعكاسًا للقانون الدوري الذي أنشأه ديمتري إيفانوفيتش في الربع الثالث من القرن التاسع عشر (1869). في عام 1869 تمت قراءة إخطار مندليف حول إنشاء هيكل معين في اجتماع للمجتمع الكيميائي الروسي. وفي نفس العام صدر كتاب “أساسيات الكيمياء” الذي نُشر فيه لأول مرة نظام مندليف الدوري للعناصر الكيميائية. وفي الكتاب " النظام الطبيعيالعناصر واستخدامها للإشارة إلى صفات العناصر غير المكتشفة "ذكر د. آي مندليف لأول مرة مفهوم "القانون الدوري".

هيكل وقواعد لوضع العناصر

الخطوات الأولى في إنشاء القانون الدوري اتخذها ديمتري إيفانوفيتش في عام 1869-1871، في ذلك الوقت كان يعمل بجد لإثبات اعتماد خصائص هذه العناصر على كتلة ذراتها. النسخة الحديثةيمثل العناصر الملخصة في جدول ثنائي الأبعاد.

يحمل موضع العنصر في الجدول معنى كيميائيًا وفيزيائيًا معينًا. من خلال موقع عنصر في الجدول، يمكنك معرفة ما هو التكافؤ وتحديد العناصر الأخرى الميزات الكيميائية. حاول ديمتري إيفانوفيتش إقامة علاقة بين العناصر، سواء في الخصائص المتشابهة أو المختلفة.

واستند في تصنيف العناصر الكيميائية المعروفة في ذلك الوقت على التكافؤ والكتلة الذرية. من خلال مقارنة الخصائص النسبية للعناصر، حاول مندليف العثور على نمط من شأنه أن يوحد جميع العناصر الكيميائية المعروفة في نظام واحد. ومن خلال ترتيبها على أساس زيادة الكتل الذرية، تمكن من تحقيق دورية في كل صف من الصفوف.

مواصلة تطوير النظام

تم تنقيح الجدول الدوري الذي ظهر عام 1969 أكثر من مرة. ومع ظهور الغازات النبيلة في ثلاثينيات القرن العشرين، أصبح من الممكن الكشف عن اعتماد جديد للعناصر - ليس على الكتلة، بل على العدد الذري. في وقت لاحق أصبح من الممكن تحديد عدد البروتونات فيه النوى الذريةواتضح أنه يتطابق مع العدد الترتيبي للعنصر. درس علماء القرن العشرين الطاقة الإلكترونية واتضح أنها تؤثر أيضًا على الدورية. أدى هذا إلى تغيير كبير في الأفكار حول خصائص العناصر. وقد انعكست هذه النقطة في الطبعات اللاحقة الجدول الدوريمندليف. كل اكتشاف جديد لخصائص وخصائص العناصر يتناسب بشكل عضوي مع الجدول.

خصائص النظام الدوري لمندليف

ينقسم الجدول الدوري إلى فترات (7 صفوف مرتبة أفقيًا)، والتي بدورها تنقسم إلى فترات كبيرة وصغيرة. تبدأ الفترة بعنصر قلوي وتنتهي بعنصر ذو خصائص غير معدنية.
ينقسم جدول ديمتري إيفانوفيتش عموديًا إلى مجموعات (8 أعمدة). ويتكون كل واحد منهم في الجدول الدوري من مجموعتين فرعيتين، وهما الرئيسية والثانوية. بعد الكثير من النقاش، بناء على اقتراح D.I Mendeleev وزميله U. Ramsay، تقرر تقديم ما يسمى بالمجموعة الصفرية. وتشمل الغازات الخاملة (النيون والهيليوم والأرجون والرادون والزينون والكريبتون). في عام 1911، طُلب من العلماء ف. سودي وضع عناصر لا يمكن تمييزها، ما يسمى بالنظائر، في الجدول الدوري - وتم تخصيص خلايا منفصلة لهم.

ورغم صحة ودقة النظام الدوري، المجتمع العلميلم أرغب في الاعتراف بذلك لفترة طويلة هذا الاكتشاف. سخر العديد من العلماء العظماء من عمل د.آي مندليف واعتقدوا أنه من المستحيل التنبؤ بخصائص عنصر لم يتم اكتشافه بعد. ولكن بعد اكتشاف العناصر الكيميائية المفترضة (وهذه العناصر، على سبيل المثال، السكانديوم والجاليوم والجرمانيوم)، أصبح نظام مندليف وقانونه الدوري علم الكيمياء.

الجدول في العصر الحديث

الجدول الدوري للعناصر لمندليف هو أساس معظم العناصر الكيميائية والكيميائية الاكتشافات الماديةمتعلق ب العلوم الذرية الجزيئية. المفهوم الحديثتم تشكيل العنصر على وجه التحديد بفضل العالم العظيم. أدى ظهور نظام مندليف الدوري إلى تغييرات جوهرية في الأفكار حول المركبات المختلفة و مواد بسيطة. كان لإنشاء الجدول الدوري من قبل العلماء تأثير كبير على تطور الكيمياء وجميع العلوم المتعلقة بها.

قام العديد من العلماء بمحاولات لتنظيم العناصر الكيميائية. ولكن فقط في عام 1869 تمكن د.آي مندليف من إنشاء تصنيف للعناصر التي أثبتت الارتباط والاعتماد المواد الكيميائيةوشحنة النواة الذرية .

قصة

الصياغة الحديثة للقانون الدوري هي كما يلي: تعتمد خصائص العناصر الكيميائية، وكذلك أشكال وخصائص مركبات العناصر، بشكل دوري على شحنة نواة ذرات العنصر.

وبحلول وقت اكتشاف القانون، كان هناك 63 عنصرًا كيميائيًا معروفًا. ومع ذلك، فقد تم تحديد الكتل الذرية للعديد من هذه العناصر بشكل خاطئ.

صاغ دي مندليف نفسه قانونه في عام 1869 باعتباره اعتمادًا دوريًا على الكمية المقاييس الذريةالعناصر، لأنه في القرن التاسع عشر لم يكن لدى العلم بعد معلومات حول بنية الذرة. ومع ذلك، فإن البصيرة البارعة للعالم سمحت له بفهم الأنماط التي تحدد دورية خصائص العناصر والمواد بشكل أعمق من جميع معاصريه. أخذ في الاعتبار ليس فقط الزيادة الكتلة الذرية، ولكن بالفعل أيضًا خصائص معروفةالمواد والعناصر، وأخذًا فكرة الدورية كأساس، كان قادرًا على التنبؤ بدقة بوجود وخصائص العناصر والمواد غير المعروفة للعلم في ذلك الوقت، وتصحيح الكتل الذرية لعدد من العناصر، وترتيب العناصر بشكل صحيح في النظام، وترك مقاعد خاليةوإجراء التغييرات.

أرز. 1. دي آي مندليف.

هناك أسطورة مفادها أن مندليف حلم بالجدول الدوري. ومع ذلك، هذا ليس سوى قصة جميلة، وهي ليست حقيقة مثبتة.

هيكل الجدول الدوري

النظام الدوري للعناصر الكيميائية لـ D.I Mendeleev هو انعكاس بياني لقانونه الخاص. يتم ترتيب العناصر في جدول حسب كيميائيتها وخصائصها المعنى الجسدي. من خلال موقع العنصر، يمكنك تحديد تكافؤه وعدد الإلكترونات والعديد من الميزات الأخرى. ينقسم الجدول أفقيًا إلى فترات كبيرة وصغيرة، وعموديًا إلى مجموعات.

أرز. 2. الجدول الدوري.

هناك 7 فترات تبدأ بمعدن قلوي وتنتهي بمواد ذات خصائص غير معدنية. وتنقسم المجموعات بدورها، المكونة من 8 أعمدة، إلى مجموعات فرعية رئيسية وثانوية.

لقد أظهر التطور الإضافي للعلم أن التكرار الدوري لخصائص العناصر على فترات معينة، والذي يتجلى بشكل خاص في الفترتين الصغيرتين الثانية والثالثة، يفسر بالتكرار الهيكل الإلكترونيمستويات الطاقة الخارجية، حيث توجد إلكترونات التكافؤ، والتي بسببها تتشكل الروابط الكيميائية والمواد الجديدة في التفاعلات. ولذلك، يوجد في كل مجموعة أعمدة رأسية عناصر متكررة السمات المميزة. ويتجلى ذلك بوضوح في المجموعات التي تحتوي على عائلات من الفلزات القلوية النشطة للغاية (المجموعة الأولى، المجموعة الفرعية الرئيسية) والهالوجينات غير المعدنية ( المجموعة السابعة، المجموعة الفرعية الرئيسية). ومن اليسار إلى اليمين خلال الدورة، يزداد عدد الإلكترونات من 1 إلى 8، بينما تتناقص الخواص المعدنية للعناصر. وبالتالي، فإن الخصائص المعدنية تكون أكثر وضوحًا، كلما قل عدد الإلكترونات الموجودة المستوى الخارجي.

أرز. 3. الفترات الصغيرة والكبيرة في الجدول الدوري.

الخصائص الذرية مثل طاقة التأين وطاقة تقارب الإلكترون والسالبية الكهربية تتكرر أيضًا بشكل دوري. وترتبط هذه الكميات بقدرة الذرة على التخلي عن إلكترون من مستوى خارجي (التأين) أو الاحتفاظ بإلكترون شخص آخر في مستواها الخارجي (تقارب الإلكترون).. إجمالي التقييمات المتلقاة: 117.

التمثيل الرسومي للقانون الدوري هو الجدول الدوري العناصر الكيميائية. يُعرف أكثر من 700 شكل من أشكال الجدول الدوري. رسمي بقرار الاتحاد الدوليالكيميائيون هي نسخته شبه الطويلة.

يتم تخصيص خلية واحدة لكل عنصر كيميائي في الجدول، يُشار فيها إلى رمز العنصر واسمه ورقمه التسلسلي والكتلة الذرية النسبية.

يشير الخط المكسور إلى الحدود بين المعادن وغير المعادن.

لا يتطابق تسلسل ترتيب العناصر دائمًا مع الزيادة في الكتلة الذرية. هناك بعض الاستثناءات للقاعدة. وبالتالي، فإن الكتلة الذرية النسبية للأرجون أقل من الكتلة الذرية للبوتاسيوم، وكتلة التيلوريوم أقل من كتلة اليود.

كل عنصر له خاصته ترتيبي (الذري) رقم ، يقع في فترة معينة ومجموعة معينة.

الدورة عبارة عن سلسلة أفقية من العناصر الكيميائية تبدأ الفلزات القلوية(أو الهيدروجين) وينتهي بغاز خامل (نبيل).

في الطاولة سبعة فترات. يحتوي كل منها عدد معينعناصر:

\(1\)الفترة الـ - \(2\) العنصر،

\(2\)الفترة الرابعة - \(8\) عناصر،

\(3\)-الفترة الرابعة - \(8\) عناصر،

\(4\)-الفترة الرابعة - \(18\) عنصر،

\(5\)الفترة الرابعة - \(18\) عنصر،

\(6\)الفترة الرابعة - \(32\) عنصر (\(18 + 14\)),

\(7\)-الفترة الرابعة - \(32\) عنصر (\(18 + 14\)).

تسمى الفترات الثلاث الأولى صغير فترات والباقي - كبير . في كل من الفترات الصغيرة والكبيرة هناك تدريجي إضعاف المعدن خصائص و تعزيز غير المعدنية ، فقط على فترات طويلة يحدث الأمر بسلاسة أكبر.

العناصر ذات الأرقام التسلسلية \(58\)–\(71\) (اللانثانيدات ) و \(90\)–\(103\) ( الأكتينيدات ) تتم إزالتها من الجدول وتقع تحته. هذه هي عناصر المجموعة IIIB. تنتمي اللانثانيدات إلى السادس الفترة والأكتينيدات - ل السابع .

ستظهر الفترة الثامنة في الجدول الدوري عند اكتشاف عناصر جديدة.

المجموعة عبارة عن عمود رأسي من العناصر الكيميائية التي لها خصائص متشابهة.

هناك \(18\) مجموعة في الجدول الدوري مرقمة بالأرقام العربية. غالبًا ما يستخدمون الأرقام الرومانية مع إضافة الحروف \(A\) أو \(B\). في هذه الحالة، المجموعات هي \(8\).

المجموعات \(أ\) تبدأ بعناصر فترات صغيرة، وتشمل أيضًا عناصر فترات كبيرة؛ تحتوي على كل من المعادن وغير المعادن. في نسخة قصيرة الجدول الدوريهذا المجموعات الفرعية الرئيسية .

المجموعات \(ب\) تحتوي على عناصر ذات فترات طويلة وهي معادن فقط. في النسخة القصيرة من الجدول الدوري هو كذلك مجموعات فرعية ثانوية .

عدد العناصر في المجموعات:

IA، VIIIA - \(7\) عناصر لكل منهما؛

IIA - VIIA - \(6\) عناصر؛

IIIB - \(32\) عنصر (\(4 + 14\) لانثانيدات \(+ 14\) أكتينيدات)؛

VIIIB - \(12\) عناصر؛

IB، IIB، IVB - VIIB - \(4\) عناصر لكل منها.

سوف يتغير التركيب الكمي للمجموعات مع إضافة عناصر جديدة إلى الجدول.

يظهر رقم المجموعة الرومانية عادة تكافؤ أعلى في أكاسيد. ولكن بالنسبة لبعض العناصر لا تنطبق هذه القاعدة. لذا، الفلور لا يمكن أن يكون سباعي التكافؤ، ولكن الأكسجين - سداسي التكافؤ. لا تظهر تكافؤًا يساوي رقم المجموعة، هيليوم , نيون و الأرجون - هذه العناصر لا تشكل مركبات مع الأكسجين . نحاس هو ثنائي التكافؤ، و ذهب - ثلاثي التكافؤ رغم أن هذه عناصر المجموعة الأولى.