Періодична система хімічних елементів

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук
Стандартна форма періодичної таблиці

Отстой — класифікація хімічних елементів, розроблена на основі періодичного закону.

Сучасне формулювання періодичного закону звучить так: властивості елементів перебувають у періодичній залежності від заряду їхніх атомних ядер. Заряд ядра Z дорівнює атомному (порядковому) номеру елемента в системі. Елементи, розташовані за зростанням Z (H, He, Li…) утворюють 7 періодів. Період — сукупність елементів, що починається лужним металом та закінчується благородним газом (особливий випадок — перший період, що складається з двох неметалічних елементів — Н та Не). У 2-у і 3-у періодах — по 8 елементів, у 4-у і 5-у — по 18, у 6-у 32. Вертикальні стовпці — групи елементів з подібними хімічними властивостями. Всередині груп властивості елементів також змінюються закономірно (наприклад, у лужних металів від Li до Fr зростає хімічна активність). Елементи Z = 58-71 та Z = 90-103, особливо схожі за властивостями, утворюють два сімейства — лантаноїдів та актиноїдів. Періодичність властивостей елементів зумовлена періодичним повторенням конфігурації зовнішніх електронних оболонок атомів.

Історія відкриття[ред.ред. код]

Перший перелік хімічних елементів склав в 1789 р. французький хімік А. Л. Лавуазьє. До цього списку увійшли 25 відомих на той час елементів. Першу таблицю відносних атомних мас п'яти хімічних елементів (кисень, азот, вуглець, сірка і фосфор) склав англійський учений Дж. Дальтон в 1803 р.

Тріади Деберайнера[ред.ред. код]

До середини XIX століття були відкриті 63 хімічні елементи, і спроби знайти закономірності в цьому наборі робилися неодноразово. У 1829 році Деберайнер опублікував знайдений ним «закон тріад»: атомна маса багатьох елементів близька до середнього арифметичного двох інших елементів, близького до початкового за хімічними властивостями (стронцій, кальцій і барій; хлор, бром і йод та ін.)[1].

{| class="wikitable"

|- ! style="background-color:#efefef" | Елемент ! style="background-color:#efefef" | Атомна маса ! style="background-color:#efefef" | Густина ! style="background-color:#efefef" | Елемент ! style="background-color:#efefef" | Атомна маса ! style="background-color:#efefef" | Густина |- | Cl || 35,5 || 1,56 г/л || Ca || 40,1 || 1,55 г/см3 |- | Br || 79,9 || 3,12 г/л || Sr || 87,6 || 2,6 г/см3 |- | I || 126,9 || 4,95 г/л || Ba || 137 || 3,5 г/см3 |}

Таким чином йому вдалося впорядкувати 30 із 53 відомих на той час елементи. Вертикальні тріади: лужні метали — Літій, Натрій, Калій; лужноземельні метали — Кальцій, Стронцій, Барій; солетворні елементи — Хлор, Бром, Йод; та кислотворні — Сульфур, Селен, Телур. Водень, Оксиген, Азот, та Карбон розглядалися ним як ізольовані елементи. Елементи платинової групи було згруповано у дві тріади: Платина, Іридій, Осмій та Паладій, Родій, Плюран. Існування Плюрану було пізніше заперечено. Таким чином Деберайнер закладає грунтовну ознаку для відкриття періодичного закону — вплив на закономірність атомної маси. Роботи Деберайнера по систематизації елементів спочатку не привернули до себе уваги. У 1840 Л. Гмелін, розширивши список елементів, показав, що характер їх класифікації за властивостями набагато складніший, ніж поділ на тріади. Проте закон тріад Деберайнера підготував ґрунт для систематизації елементів, що пізніше завершилася створенням Періодичного закону.

Земна модель Шанкуртуа[ред.ред. код]

Як хімік Шанкуртуа відомий тим, що у 1862 запропонував систематизацію хімічних елементів основану на закономірний зміні атомних мас — т. зв. «Земну спіраль» (фр. vis tellurique) або «циліндр Бегуйе». Запропонована ним система базувалася на визначених у 1858 році італійським хіміком Станіслао Канніццаро правильних масах хімічних елементів. Систематизація Шанкуртуа являла собою розвиток подібних диференціальних систем Жана Дюма і Макса фон Петтенкофера, які намагалися знайти у елементів співвідношення, подібні тим, що виявляються в гомологічних рядах органічних сполук, і відзначили, що атомні ваги деяких елементів відрізняються один від одного на величину, кратну восьми.

Шанкуртуа наніс на бічну поверхню циліндра, розмічену на 16 частин, лінію під кутом 45 °, на якій помістив точки, що відповідають атомним масам елементів. Таким чином, елементи, атомні ваги яких відрізнялися на 16, або на число кратне 16, розташовувалися на одній вертикальній лінії. При цьому точки, що відповідають подібним за властивостями елементам, часто виявляються на одній вертикальній лінії.

Систематизація Шанкуртуа стала істотним кроком вперед у порівнянні з існуючими тоді системами, проте його робота спочатку залишилася практично непоміченою; інтерес до неї виник тільки після відкриття періодичного закону. Шанкуртуа був одним з перших учених, які відзначили періодичність властивостей елементів; його гвинтовий графік дійсно фіксує закономірні відносини між атомними масами елементів.

Закон Октав[ред.ред. код]

У 1864 р. свій варіант періодичної системи запропонував хімік і музикант Джон Ньюлендс. За запропонованим ним правилом «Всі елементи при впорядкуванні їх за атомною масою повторюють хімічні властивості періодично у кожній восьмій позиції». Тому він називає цю періодичну зміну Законом Октав. За часів Ньюлендса інертні гази не були відомими.

Закон октав за Джоном Ньюлендсом

Дмитро Менделєєв та Лотар Маєр[ред.ред. код]

Лотар Юліус Маєр
Д. І. Менделєєв
Оригінальний вигляд періодичної системи елементів за Менделеєвим, 1869 рік
Коротка форма, 1871 рік

У цьому ж десятилітті з'явилося ще кілька спроб систематизації хімічних елементів; ближче всього до остаточного варіанту у 1864 підійшов Лотар Юліус Маєр (1830–1895). У своїй книзі «Сучасні теорії хімії та їх значення для хімічної статики» (нім. "Die modernen Theorien der Chemie und ihre Bedeutung für die chemische Statik") він впорядковує відомі на той час елементи за значеннями їх відносної атомної маси у таблицю. У наступному виданні книги 1870 року з'являється вдосконалена таблиця періодичної системи елементів[2].

Д. І. Менделєєв опублікував свою першу схему періодичної таблиці у 1869 р. у статті «Співвідношення властивостей з атомною вагою елементів» (у журналі Російського хімічного товариства); ще раніше (лютий 1869 р.) наукове повідомлення про відкриття було ним розіслано провідним хімікам світу.

Написавши на картках основні властивості кожного елемента (їх у той час було відомо 63, з яких один — Дідим (Di) — виявився згодом сумішшю двох знову відкритих елементів празеодиму та неодиму), Менделєєв почав багаторазово переставляти ці картки, складати з них ряди схожих за властивостями елементів, зіставляти ряди один з іншим. Підсумком роботи став відправлений у 1869 році до наукових установ Росії та інших країн перший варіант системи («Досвід системи елементів, заснованої на їхній атомній вазі і хімічній подібності»), у якому елементи були розставлені у дев'ятнадцятьох горизонтальних рядах (рядах подібних елементів, які стали прообразами груп сучасної системи) та у шістьох вертикальних стовпцях (прообразів майбутніх періодів). У 1870 році Менделєєв у «Основах хімії» публікує другий варіант системи («Природну систему елементів»), котра має звичніший для нас вигляд: горизонтальні стовпці елементів-аналогів перетворилися у вісім вертикально розташованих груп; шість вертикальних стовпців першого варіанту перетворилися у періоди, що розпочиналися лужним металом і закінчувалися галогеном. Кожен період був розбитий на два ряди; елементи різних рядів, що увійшли до групи, утворили підгрупи.

Сутність відкриття Менделєєва полягала у тому, що зі зростанням атомної маси хімічних елементів їхні властивості змінюються не монотонно, а періодично. Після певної кількості різних за властивостями елементів, розташованих за зростанням атомної ваги, властивості починають повторюватися. Наприклад, натрій схожий на калій, фтор схожий на хлор, а золото схоже на срібло і мідь. Зрозуміло, властивості не повторюються в точності, до них додаються і зміни. Відмінністю роботи Менделєєва від робіт його попередників було те, що основ для класифікації елементів у Менделєєва була не одна, а дві — атомна маса і хімічна схожість. Для того, щоб періодичність повністю дотримувалася, Менделєєвим були зроблені дуже сміливі кроки: він виправив атомні маси деяких елементів (наприклад, берилію, індію, урану, торію, церію, титану, ітрію), кілька елементів розмістив у своїй системі всупереч прийнятим у той час уявленням про їх схожість з іншими (наприклад, талій, що вважався лужним металом, він помістив у третю групу згідно з його фактичною максимальною валентністю), залишив у таблиці порожні клітини, де повинні були розміститися поки не відкриті елементи. У 1871 році на основі цих робіт Менделєєв сформулював періодичний закон, формулювання якого з часом було уточнене та змінене.

Наукова достовірність періодичного закону отримала підтвердження дуже скоро: у 18751886 роках були відкриті галій (екаалюміній), скандій (екабор) і германій (екасіліцій), для яких Менделєєв, користуючись періодичною системою, передбачив не тільки можливість їх існування, але й, з разючою точністю, цілий ряд фізичних і хімічних властивостей. У 1882 Лондонське королівське товариство присудило золоті медалі Деві з формулюванням «За відкриття періодичних співвідношень атомних ваг» спільно Менделєєву і Маєру.

Генрі Мозлі[ред.ред. код]

У 1913 році Генрі Мозлі (H.G.J. Moseley) встановив залежність частоти та довжини хвилі серій характеристичного рентгенівського випромінювання від атомного номера хімічного елемента (Закон Мозлі). Цим законом підтверджено та відкориговано порядок розташування елементів у Періодичній системі елементів та передбачено достеменно невідомі на той час елементи, наприклад елементи з номерами 43 та 61. Таким чином на основі своїх дослідів Мозлі розташовував, Аргон (Z=18) перед Калієм (Z=19), хоча Аргон має більшу атомну масу, ніж Калій. Це добре співвідносилося з хімічними властивостями цих елементів. Подібним чином Мозлі також розташовував у Періодичній системі елементів Кобальт перед Нікелем і пояснив, чому Телур має займати місце перед Йодом при меншій атомній масі Йоду.

Концепція актиноїдів Ґленна Теодора Сіборґа[ред.ред. код]

Американський фізик Ґленн Теодор Сіборґ у 1942 році входив до команди Манхеттенського проекту під керівництвом італійського фізика Енріко Фермі. Він відповідав за ізоляцію плутонію, який він синтезував і охарактеризував в лютому 1941 року, з уранової матриці, де він утворювався в результаті ядерної реакції. Саме під час цієї роботи Сіборґ вивчив хімію цих елементів. Він визначив і їхнє положення в періодичній таблиці. Доти Уран був поміщений у групі під Вольфрамом, а Плутоній під Осмієм, що не відображало їхніх властивостей.

У 1944 році йому вдалося синтезувати та охарактеризувати Америцій і Кюрій (елементи 95 і 96), що дозволило формалізувати поняття актиноїдів, тобто нової серії хімічних елементів зі спеціальними властивостями, сформованої з елементів від 89 до 103 і розташованої нижче від лантаноїдів у періодичній таблиці елементів. Сіборґ також припустив існування суперактиноїдів, серію елементів з номерами від 121 по 153, розташованих під актиноїдами.

Отже, таблиця періодичної системи елементів, що використовується зараз, перероблена Ґленном Теодором Сіборґом.

Сучасне формулювання Періодичного закону[ред.ред. код]

На початку XX століття з відкриттям будови атома було встановлено, що періодичність зміни властивостей елементів визначається не атомною масою, а зарядом ядра, що дорівнює атомному номеру і числу електронів, розподіл яких за електронними оболонками визначає його хімічні властивості.

Подальший розвиток періодичної системи пов'язаний із заповненням порожніх клітин таблиці Періодичної системи елементів, у якій поміщалися все нові й нові елементи: благородні гази, природні і штучно отримані радіоактивні елементи. У 2010 з синтезом 117 елементу, сьомий період періодичної системи був завершений, проте проблема нижньої межі таблиці Періодичної системи елементів у світлі передбачень Сіборґа залишається однією з найважливіших у сучасній теоретичній хімії. Хоча ядра атомів нових елементів, що їх поволі продовжують синтезувати фізики[3], стають все менш стабільними, не виключена поява серед елементів із більшим атомним номером стійких магічних ядер.

Форми Періодичної системи елементів[ред.ред. код]

Найпоширенішими з усіх є 3 форми таблиці Періодичної системи елементів: «коротка» (короткоперіодна), «довга» (довгоперіодна) і «наддовга». У «наддовгому» варіанті кожен період займає рівно один рядок. У «довгому» варіанті лантаноїди та актиноїди винесені із загальної таблиці, роблячи її компактнішою. У «короткій» формі запису, на додаток до цього, четвертий і наступні періоди займають по 2 рядки; символи елементів головних і побічних підгруп вирівнюються щодо різних країв клітин.

Нижче наведено довгий варіант, затверджений Міжнародним союзом теоретичної і прикладної хімії (IUPAC) як основний.

Періодичність властивостей елементів[ред.ред. код]

Періодичність енергії іонізації[4]: кожний період починається з мінімума енергії для лужного металу і завершується максимумом енергії іонізації інертного газу.

Деякі властивості окремих елементів чи їх груп можна передбачити за їх місцем у періодичній системі:

Елемент № 82 (Свинець) є останнім елементом, у якого існують стабільні нерадіоактивні ізотопи. Усі ізотопи елементів з порядковими номерами 83 і більше є радіоактивні і нестабільні. При цьому Вісмут (№ 83) перебуває на межі і має ізотопи з дуже довгим періодом напіврозпаду. Проте між 1 та 82 елементами відомі два винятки: № 43 (Технецій) та 61 (Прометій). Отже, залишається лише 80 природних стабільних елементів. З радіоактивних елементів у відносно великих кількостях в природі зустрічаються Вісмут, Торій та Уран, оскільки мають період напіврозпаду великої тривалості. Інші радіоактивні (за виключенням одного ізотопа Плутонію) елементи є лише продуктами радіоактивного розпаду Урану чи Торію. Елементи з порядковим номером понад 94 можна добути (синтезувати при ядерній реакції) лише штучно.

Структура періодичної системи[ред.ред. код]

На основі періодичності властивостей у періодичній системі елементи формують у групи, періоди або блоки.

Групи[ред.ред. код]

Група — один із стовпців періодичної таблиці. Для груп, зазвичай, характерними є краще виражені періодичні тенденції, ніж для періодів чи блоків. Сучасні квантово-механічні теорії структури атома пояснюють групову спільність тим, що елементи в межах однієї групи зазвичай мають одинакові електронні конфігурації на своїх валентних оболонках[5]. Відповідно, елементи, які належать до однієї і тієї ж групи, традиційно мають схожі хімічні властивості і демонструють явну закономірність у зміні властивостей у міру збільшення атомного номера[6]. Втім, у деяких областях таблиці, наприклад — в d-блоці та f-блоці, схожості по горизонталі можуть бути настільки ж важливими або навіть у більшій мірі виражені, ніж вертикальні[7][8][9].

Згідно з міжнародною системою присвоєння назв групам дються номери від 1 до 18 у напрямі зліва направо — від лужних металів до благородних (інертних) газів[10]. Раніше для їх ідентифікації використовувались римські числа. В американській практиці після римськиого числа ставилась також літера A (якщо група разташовується в s-блоці чи p-блоці) або B (якщо група перебуває в d-блоці). Ці ідентифікатори перебувають у відповідності до сучасних числових позначень — наприклад, елементам групи 4 відповідає позначення IVB, а тим, що тепер відомі як група 14 — IVA. Схожа система використовувалась і в Європі, за тим винятком, що літера А стосувалась груп до десятоі, а В — до решти груп з десятої і вище. Групи 8, 9 та 10, крім того, часто розглядадись як одна потрійна група з ідентифікатором VIII. У 1988 році вступила в дію нова система нотації IUPAC, а попередні іменування груп вийшли з ужитку[11].

Деяким з цих груп були присвоєні тривіальні, несистематичні назви (наприклад, «лужноземельні метали», «галогени» тощо). Групи з третьої до чотирнадцятої, включно, таких імен не мають, і їх ідентифікують або за номером, або за назвою першого представника («титанова», «кобальтовая» і т. д.), так як вони демонструють у меншій мірі ступінь схожості між собою чи відповідність вертикальним закономірностям[10].

Елементи, що належать до однієї групи, зазвичай, демонструють певні тенденції по атомному радіусу, енергії іонізації та електронегативності. За напрямом згори донизу в рамках групи радіус атома зростає (чим більше у нього заповнених енергетичних рівнів, тим далі від ядра розташовуються валентні електрони), а енергія іонізації зменшується (зв'язки в атомі слабшають, а, значить, вилучити електрон стає простіше), як і електронегативність (що, у свою чергу, також обумовлене зростанням відстані між валентними електронами і ядром)[12]. Трапляються, між іншим, і виключення з цих закономірностей — наприклад, в групі 11 за напрямом згори донизу електронегативність зростає[13].

Періоди[ред.ред. код]

Період відповідає рядку періодичної таблиці. Хоча для груп, як вказувалось вище, характернми є суттєвіші тенденції і закономірності, є також області, де горизонтальний напрям є значимішим і показовішим, ніж вертикальний — наприклад, це стосується f-блоку, де лантаноїди і актиноїди утворюють дві важливі горизонтальні послідовності елементів[14].

В рамках періоду елементи демонструють певні закономірності у всіх трьох згаданих вище аспектах (атомний радіус, енергія іонізації та электронегативність), а також у спорідненості до електрона. У напрямі зліва направо атомний радіус зазвичай скорочується (в силу того, що у кожного наступного елемента зростає кількість заряджених часток, і електрони притягуються ближче до ядра[15]), і паралельно з ним зростає енергія іонізації (чим сильніший зв'язок в атомі, тим більше енергії потрібно на вилучення електрона). Відповідним чином зростає і електронегативність[12]. Що стосується енергії спорідненості до електрона, то метали у лівій частині таблиці характеризуються меншим значенням цього показника, а неметали в правій, відповідно, більшим — за виключенням благородних газів[16].

Блокова діаграма періодичної таблиці

Блоки[ред.ред. код]

У зв'язку із значимістю зовнішньої електронної оболонки атома різні області періодичної таблиці іноді описуються як блоки, що отримують назви відповідно до того, на якій оболонці перебуває останній електрон[17]. S-блок містить перші дві групи (лужні і лужноземельні метали), а також водень і гелій; p-блок складається з останніх шести груп (з 13 до 18 за стандартом іменування IUPAC, або з IIIA до VIIIA за американською системою) і включає, окрім інших елементів, усі металоїди. D-блок — це групи з 3 до 12 (IUPAC), вони ж — з IIIB до IIB за американською системою, у які входять всі перехідні метали. F-блок, що виноситься зазвичай за межі таблиці, складається з лантаноїдів та актиноїдів[18].

Значення періодичної системи[ред.ред. код]

Періодична система стала важливою віхою у розвитку атомно-молекулярного вчення. Завдяки їй склалося сучасне поняття про хімічний елемент, були уточнені уявлення щодо простих речовин і сполук.

Розроблена у XIX ст. у рамках науки хімії, періодична таблиця виявилася готовою систематизацією типів атомів для нових розділів фізики, що отримали розвиток на початку XX ст. — фізики атома та фізики ядра. У ході досліджень атома методами фізики було встановлено, що порядковий номер елемента у таблиці Менделєєва (атомний номер) є мірою електричного заряду атомного ядра цього елемента, номер горизонтального ряду (періоду) у таблиці визначає кількість (частково) заповнених електронних оболонок атома, а номер вертикального ряду — квантову структуру зовнішньої оболонки, завдяки чому елементи цього ряду і зобов'язані подібністю своїх хімічних властивостей.

Поява періодичної системи відкрила нову наукову еру в історії хімії та ряді суміжних наук — замість розрізнених відомостей про елементи та сполуки з'явилася струнка система, на основі якої стало можливим узагальнювати, робити висновки, передбачати.

Примітки[ред.ред. код]

  1. Döbereiners Feststellungen zu Calcium, Barium und Strontium (нім.)
  2. Періодична система елементів Лотара Маєра (нім.)
  3. News on Nuclear Chemistry (англ.)
  4. W. C. Martin, Wiese, W. L., Atomic, Molecular, & Optical Physics Handbook, Woodbury, American Institute of Physics, 1996, 2e ed. (ISBN 978-1-56396-242-4)(англ.)
  5. Eric R. Scerri The Periodic Table: Its Story and Its Significance. — New-York: Oxford University Press, 2007. — 368 с. — ISBN 978-0-19-530573-9
  6. Messler, R. W. (2010). The essence of materials for engineers. Sudbury, MA: Jones & Bartlett Publishers. с. 32. ISBN 0763778338. 
  7. Bagnall, K. W. (1967), «Recent advances in actinide and lanthanide chemistry», у Fields, PR; Moeller, T, Advances in chemistry, Lanthanide/Actinide chemistry, 71, American Chemical Society, сторінки 1–12, doi:10.1021/ba-1967-0071 
  8. Day, M. C.; Selbin, J. (1969). Theoretical inorganic chemistry (вид. 2nd). New York, MA: Reinhold Book Corporation. с. 103. ISBN 0763778338. 
  9. Holman, J.; Hill, G. C. (2000). Chemistry in context (вид. 5th). Walton-on-Thames: Nelson Thornes. с. 40. ISBN 0174482760. 
  10. а б Leigh, G. J. (1990). Nomenclature of Inorganic Chemistry: Recommendations 1990. Blackwell Science. ISBN 0-632-02494-1. 
  11. Fluck, E. (1988). «New Notations in the Periodic Table». Pure Appl. Chem. 60 (3) (IUPAC). с. 431–436. doi:10.1351/pac198860030431. Процитовано 24 March 2012. 
  12. а б John Moore Chemistry For Dummies. New York: Wiley Publications, 2003. — p. 111. ISBN 978-0-7645-5430-8. OCLC 51168057
  13. Norman N. Greenwood, Allan Earnshaw Chemistry of the Elements. Oxford: Pergamon Press, 1984 ISBN 0-08-022057-6
  14. Stoker, Stephen H. (2007). General, organic, and biological chemistry. New York: Houghton Mifflin. с. 68. ISBN 978-0-618-73063-6. OCLC 52445586. 
  15. Mascetta, Joseph (2003). Chemistry The Easy Way (вид. 4th). New York: Hauppauge. с. 50. ISBN 978-0-7641-1978-1. OCLC 52047235. 
  16. Kotz, John; Treichel, Paul; Townsend, John (2009). Chemistry and Chemical Reactivity, Volume 2 (вид. 7th). Belmont: Thomson Brooks/Cole. с. 324. ISBN 978-0-495-38712-1. OCLC 220756597. 
  17. Theodore Gray The Elements: A Visual Exploration of Every Known Atom in the Universe. New York: Black Dog & Leventhal Publishers, 2009. — ISBN 978-1-57912-814-2.
  18. Jones, Chris (2002). d- and f-block chemistry. New York: J. Wiley & Sons. с. 2. ISBN 978-0-471-22476-1. OCLC 300468713. 

Джерела[ред.ред. код]

  • Агафошин Н. П. Периодический закон и периодическая система элементов Д. И. Менделеева. — М.: Просвещение, 1973. — 208 с.
  • Евдокимов Ю., кандидат химич. наук. К истории периодического закона. Наука и жизнь, № 5 (2009), С. 12-15.
  • Макареня А. А., Рысев Ю. В. Д. И. Менделеев. — М.: Просвещение, 1983. — 128 с.
  • Макареня А. А., Трифонов Д. Н. Периодический закон Д. И. Менделеева. — М.: Просвещение, 1969. — 160 с.
  • Eric R. Scerri. The Periodic Table: Its Story and Its Significance. — Нью-Йорк: Oxford Univercity Press, 2007. — 368 с. — ISBN 978-0-19-530573-9

Посилання[ред.ред. код]