ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Упражнения из "Общая химия" Как и в любой естественной науке, в химии ул е давно были сделаны попытки классифицировать различные химические объекты, начиная с простейших — элементов, по родам и семействам на основании известных законов логики. Эти попытки привели к открытию Д. И. Менделеевым (1869) периодической системы элементов. Однако периодическая система не является только простой классификационной схемой элементов по их свойствам, она выражает закон природы фундаментального значения. [c.53] Дмитрий Иванович Менделеев (1834—1907) родился в сибирском городе Тобольске, в семье был четырнадцатым ребенком. Он окончил Главный педагогический институт в Петербурге, позже (1859—1860) работал в лаборатории Бунзена в Гейдельберге. Д. И. Менделеев участвовал в знаменитом конгрессе в Карлсруэ (см. стр. 48). По возвращении на родину он заведовал сначала кафедрой органической химии, а затем неорганической химии (1867—1890) Петербургского университета. В 1890 г. Менделеев был вынужден покинуть университет из-за конфликта с министром просвещения. Еще при жизни Менделеева периодическая система, которую он неустанно совершенствовал, получила полное признание. [c.53] Развитие периодической системы. Уже давно было обнаружено, что некоторые группы из трех элементов обладают весьма сходными свойствами. Такими группами, или триадами, являются кальций, стронций и барий сера, селен и теллур хлор, бром и иод. Атомный вес элемента, находящегося в середине каждой триады, приблизительно равен среднему арифметическому атомных весов двух остальных элементов (Дёберейнер, 1829). [c.53] В 1864 г. Ньюлендс предложил классификацию, согласно которой элементы, расположенные в порядке увеличения атомных весов, разделяются на 7 групп по 7 элементов в каждой. Эти группы были названы октавами, так как каждый восьмой элемент в определенном отношении повторял свойства первого, подобно восьмой ноте музыкальной октавы (инертные газы еще не были известны). Это предложение не нашло признания. [c.53] Лотаром Мейером. Более простая и более легко запоминающаяся таблица второй формы находит наибольшее применение и в настоящее время длинная, более новая форма А. Вернера принципиально не отличается от нее. [c.54] Для нескольких элементов принятый атомный вес соответствовал неверному кратному эквивалента. Одним из таких элементов был бериллий, который не подчиняется правилу Дюлонга и Пти. Благодаря большому сходству свойств бериллия и алюминия этому элементу приписывали валентность 3 эквивалент бериллия равен 4,5, и за его атомный вес принимали 3-4,5 = 13,5. Элемент с таким атомным весом должен был располагаться в системе между углеродом и азотом. Поскольку между этими элементами не было свободного места, предположили, что бериллий двухвалентен, и, следовательно, его атомный вес должен быть равен 9. Позже это было подтверждено и другими путями. Итак, бериллий находится между литием и бором. Аналогично было установлено, что уран, которому тоже приписывалась неправильная валентность, имеет атомный вес 238 — наибольший из известных в то время атомных весов. [c.56] Смысл этих чисел выявляется только в свете квантовой теории. [c.58] Чем дальше друг от друга находятся два элемента в периоде, тем больше они отличаются по своим свойствам. Каждый период заканчивается инертным газом, т. е. элементом, не способным соединяться ни с одним другим элементом (нулевая валентность) . Таким образом, существуют шесть инертных газов Не, Ме, Аг, Кг, Хе и Кп. [c.58] Вертикальные столбцы, называемые группами, содержат сходные по своим свойствам элементы. В периодической таблице Менделеева различают девять групп (обозначаются римскими цифрами I—VIII и 0). Первые семь групп разделены на главные (1а, Па и т. д.) и побочные подгруппы (16, 116 и т. д.). В периодической системе длинной формы главные и побочные подгруппы расположены в разных местах. VIII группа системы содержит девять элементов, расположенных по три в четвертом, пятом и шестом периодах в продолжение подгруппы VП6. С таким же основанием можно было бы полагать, что имеется десять побочных подгрупп и только восемь главных подгрупп, включая нулевую группу. [c.58] Самое характерное химическое свойство элемента — валентность. Максимальная (стехиометрическая) валентность элементов соответствует номеру группы периодической системы элементы I группы одновалентны, II группы — двухвалентны и т. д. Исключение составляют элементы подгруппы 16 (Си, Ag, Аи), которые в некоторых своих соединениях являются двух- или трехвалентными. Далее, некоторые элементы VIII группы не достигают максимальной валентности 8 ни в одном из своих соединений. Многие другие элементы образуют соединения, имея валентность меньше максимальной. [c.58] В табл. 8 приведены общие формулы химических соединений элементов каждой группы (обозначены К) с тремя характерными элементами водородом, кислородом и фтором. Максимальная валентность элементов по кислороду и фтору возрастает постепенно от 1 до 8 последняя является максимально возможной валентностью элемента. Валентность элементов по водороду имеет максимальное значение 4, которое достигается элементами IV группы. Однако затем валентность снова уменьшается до 1 у элементов V, VI и VII групп. Как будет показано в другом месте, такое поведение, естественно, объясняется строением электронных оболочек атомов в соответствующих соединениях. [c.59] Шести инертным газам — Не, Ме, Аг, Кг, Хе, Кп, которые образуют нулевую группу и представляют собой переходы между периодами, предшествуют элементы с максимальной валентностью 7 (неметалл, электроотрицательный). За инертным газом следует одновалентный элемент (металл, электроположительный). [c.59] Общий термин электроотрицательные элементы (неметаллы) относится к элементам, атомы которых приобретают электроны, образуя отрицательные ионы, термин электроположительные элементы (металлы) — к тем, атомы которых отдают электроны, образуя положительные ионы. Эти понятия относительны. Существуют различные степени электроотрицательности, которые, однако, обычно нельзя измерить и оценить количественно. [c.59] В пределах главных подгрупп электроположительный характер, выражающийся, например, в большей основности окисей, возрастает от элемента к элементу сверху вниз одновременно с увеличением атомного номера. Следовательно, наиболее электроположительные элементы расположены в левом нижнем углу таблицы (цезий, радий), а наиболее электроотрицательные — в правом верхнем углу (фтор, кислород, хлор). Элементы, обладающие свойствами неметаллов (элементы, образующие кислотные окиси), занимают треугольный участок в правой части периодической таблицы (в периодической системе, приведенной на стр. 56—57, они обведены жирными линиями). [c.59] Все элементы побочных подгрупп представляют собой металлы со слабым электроположительным характером. Они называются переходными металлами. В отличие от элементов главных подгрупп в случае этих элементов не наблюдается усиления основности их окисей одновременно с увеличением атомного веса. Большинство переходных металлов проявляет в своих соединениях различные валентности. [c.59] Те физические свойства атомов, которые обусловлены внешними электронными оболочками, как и химические свойства, изменяются периодически. [c.59] Свойства, зависящие от атомного ядра,— атомные веса и атомные номера — не проявляют периодичности. [c.60] Размеры атомов более реально отражают атомные радиусы, определяемые с помощью рентгеновских лучей у элементов и неионизированных кристаллических соединений. Рис. 8 показывает изменение атомных радиусов в зависимости от атомного номера. Как видно, щелочные металлы имеют наибольшие радиусы атомов, а переходные металлы — наименьшие. На рис. 8 приведены также ионные радиусы. Как молшо было предвидеть, радиусы катионов (атомов, отдавших электроны) меньше, а радиусы анионов (атомов, присоединивших электроны) больше, чем радиусы соответствующих атомов. [c.60] Потенциал ионизации атома элемента — это минимальная энергия (выраженная в электроновольтах), затрачиваемая на образование положительного иона из атома или молекулы в их основном состоянии при удалении одного электрона. Кривая зависимости первых потенциалов ионизации от атомных номеров элементов также имеет резко выраженные минимумы у щелочных металлов. Труднее всего ионизируются инертные газы (за ними следуют галогены), а легче всех — щелочные металлы. [c.60] Вернуться к основной статье