Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева

Проблема научного открытия занимает важное место в современной науке – и не только в непосредственной научной деятельности, но и в истории любой отрасли науки, в теории и логике познания, в психологии научного творчества, в области организации научного творчества и научной работы. Ведь вся наука складывается из практически бесконечного ряда больших и малых научных открытий, каждое из которых является результатом длинной цепи предшествовавших ему открытий различного масштаба и в свою очередь становятся исходным пунктом для последующего ряда новых открытий, вытекающих из него и представляющих его дальнейшее углубление и развитие.

По мере развития самой науки чрезвычайно усложняется и весь процесс совершения научного открытия. Соответственно усложняются пути и способы констатации того, действительно ли совершено новое открытие; действительно ли экспериментально обнаруженный факт или появление новой идеи можно и нужно считать новым открытием, а не частным, отдельным наблюдением, которое составляет лишь одну из основ будущего открытия.

В далеком прошлом такие вопросы или не возникали вовсе, или уж если возникали, то решались сравнительно легко и просто. Сама наука развивалась тогда иначе, чем в наше время. Её поступательное движение как бы состояло из отдельных ясно выраженных импульсов.

В истории каждого научного открытия различают два этапа: 1-этап – появление смутных предчувствий и установление частных закономерностей и 2-этап – сам факт открытия и его признание.

«Наука есть достояние общее,– писал Менделеев,– а потому справедливость требует не тому отдать наибольшую научную славу, кто первый высказал известную истину, а тому, кто умел убедить в ней других, показал её достоверность и сделал её применимую в науке. Научные открытия редко делаются сразу, обыкновенно первые провозвестники не успевают убедить в истине найденного, время вызывает действительного творца, обладающего всеми средствами для проведения истины во всеобщее сознание; однако не должно забывать, что он может являться благодаря труду многих и накопившейся сумме данных».

К середине XIX в. было открыто уже более 60 элементов, у большинства которых были изучены физические и химические свойства. Таким образом, был накоплен большой фактический материал, что привело к необходимости его систематизации. Первыми попытками систематизации элементов следует, по-видимому, считать установление их общих групповых свойств. Так, наиболее резко выраженный основной характер был обнаружен у соединений элементов, названных щелочными металлами, а способность к проявлению кислотных свойств – у соединений галогенов. Кроме того, для многих элементов были получены количественные характеристики, определяющие их свойства.

Мы рассмотрим три наиболее значительные работы, авторы которых оспаривали приоритет открытия периодического закона Д. И. Менделеева. Француз Александр де Шанкуртуа в 1862 г. впервые расположил элементы в порядке возрастания атомных весов и разместил их по спирали вокруг цилиндра. Каждый виток спирали содержал по 16 элементов; сходные элементы, как правило, попадали в вертикальные столбцы, хотя имели место значительные расхождения. Хотя работа А. де Шанкуртуа осталась незамеченной, выдвинутая им теория расположения элементов в порядке возрастания атомных весов оказалась плодотворной.

Двумя годами позже английский химик Джон Ньюлендс, руководствуясь этой идеей, разместил элементы в виде таблицы и заметил, что свойства элементов периодически повторяются через каждые семь номеров. Например, хлор похож по свойствам на фтор, калий – на натрий, селен – на серу и т. д. Данную закономерность Д. Ньюлендс назвал «законом октав», фактически предвосхитив понятие периода. К сожалению, Д. Ньюлендс настаивал на том, что длина периода (равная семи) является неизменной, поэтому его таблица содержит, наряду с правильными последовательностями, множество случайных пар (кобальт – хлор, железо – сера, и даже углерод – ртуть).

Немецкий учёный Лотар Мейер в 1870 г. построил график зависимости атомного объёма элемента от их атомного веса и обнаружил отчётливую периодическую зависимость, причем длина периода, вопреки закону октав, была переменной величиной.

Во всех этих работах много общего. А. де Шанкуртуа, Д. Ньюлендс и Л. Мейер открыли проявления периодичности изменения свойств элементов в зависимости от их атомного веса. Однако они не смогли создать единую периодическую систему всех элементов, поскольку в открытых ими закономерностях многие элементы не находили своего места. Никаких серьезных выводов из своих наблюдений этим учёным также сделать не удалось, хотя они чувствовали, что многочисленные соотношения между весами элементов являются проявлениями какого-то общего закона.

Между тем ни одна из попыток классифицировать химические элементы не выявила основной закономерности в их взаимном расположении и, следовательно, не могла привести к созданию системы, охватывающей все химические элементы и отражающие природу их сродства и различия. Этот общий закон был открыт великим русским химиком Д. И. Менделеевым. Решающую роль для выявления периодичности сыграл первый Международный химический конгресс (1860 г.), после которого стало ясно, что основной характеристикой химического элемента является его атомный вес.

При переходе от лития (Li) к фтору (F) происходит закономерное ослабление металлических свойств и усиление неметаллических. Переход фтора (F) к следующему по значению атомного веса элементу натрию (Na) сопровождается скачкообразным изменением свойств и валентности: причем натрий во многом повторяет свойства лития, будучи типичным одновалентным металлом, хотя и более активным. Следующий за натрием магний (Mg) во многом сходен с бериллием (Be). Алюминий (Al) следующий за магнием, напоминает бор (B). Похожи, друг на друга кремний (Si) и углерод (C), фосфор (Р) и азот (N), сера (S) и кислород (О), хлор (Cl) и фтор (F).

При переходе к следующему за хлором в последовательности увеличения атомного веса элементу калию (К) опять происходит скачок в изменении валентности и химических свойств. Калий, подобно литию и натрию, открывает ряд элементов (третий по счёту), представители которого показывают глубокую аналогию с элементами первых двух рядов.

Итак, в естественном ряду элементов в порядке возрастания атомного веса химические свойства изменяются не монотонно, а периодически. Закономерное изменение свойств элементов в пределах одного отрезка естественного ряда (Li-F) повторяется и у других отрезков (Na-Cl, K-Br). Иначе говоря, сходные в химическом отношении элементы встречаются в естественном ряду через правильные интервалы, то есть повторяются периодически. Эта замечательная закономерность, обнаруженная Д. И, Менделеевым и названная им законом периодичности, была сформулирована следующим образом: свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов. Периодичность (в переводе с греческого «периодический» – «появляющийся через определённый интервал»).

Открытый закон периодичности Д. И. Менделеев использовал для создания периодической системы элементов. 18 марта 1869 г. был составлен первый вариант таблицы. В ней 63 известных Д. И. Менделееву элемента были расположены в порядке возрастания атомных весов, и отражалась периодичность изменения свойств элементов. В таблице были оставлены пустые места для еще не открытых элементов, в том числе для элементов с атомными весами 45, 68 и 70 а.е.м. Д. И. Менделеев не только предсказал их существование, назвав экабором, экаалюминием и экасилицием, но и описал физические и химические свойства этих элементов, основываясь на их положении в периодической системе. В течение следующих 15 лет все три элемента были открыты. В 1875 г. был открыт галлий (экаалюминий), в 1879 г. – скандий (экабор) и в 1886 г. – германий (экасилиций). После этого периодический закон получил всемирное признание, а периодическая система стала неотъемлемой частью любого учебника по химии.

В самой первой таблице Д. И. Менделеева все элементы до кальция включительно – такие же, как в современных таблицах (за исключением благородных газов). Если далее исходить только из принципа увеличения атомных весов, то следующими элементами после кальция должны были быть ванадий (А = 51), хром (А = 52) и титан (А = 52).

Д. И. Менделеев, однако, поставил после кальция знак вопроса, а следом поставил титан, изменив его атомный вес с 52 до 50. Неизвестному элементу, обозначенному знаком вопроса, был приписан атомный вес А = 45, являющийся средним арифметическим между атомными весами кальция и титана. Далее, между цинком и мышьяком Д.И. Менделеев оставил место сразу для двух ещё не открытых элементов. Кроме того, он поместил теллур перед йодом, хотя последний имеет меньший атомный вес. При таком расположении элементов все горизонтальные ряды в таблице содержали только сходные элементы, и отчетливо проявлялась периодичность изменения свойств элементов.

В последующие два года Д.И. Менделеев значительно усовершенствовал систему элементов. В 1871 г. вышло первое издание учебника Д.И. Менделеева «Основы химии», в котором приведена периодическая система в почти современном виде, с группами и периодами. Там же появилась более знакомая нам формулировка периодического закона: физические и химические свойства элементов, проявляющиеся в свойствах простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса.

Существует несколько вариантов графического построения периодической системы. Наиболее распространены короткопериодный и длиннопериодный. Рассмотрим короткопериодный вариант таблицы. Он состоит из 10 горизонтальных рядов и 8 вертикальных столбцов, называемых группами. В первом горизонтальном ряду только два элемента – водород (Н) и гелий (Не). Второй и третий ряды образуют периоды по 8 элементов, причем каждый из периодов начинается щелочным металлом и заканчивается инертным элементом. Четвертый ряд также начинается щелочным металлом (калий), но в отличие от предыдущих рядов он не заканчивается инертным элементом. В пятом ряду продолжается последовательное изменение свойств, начавшееся в четвертом ряду, так что эти два ряда образуют один так называемый большой период из 18 элементов (от калия (К) до криптона (Kr)). Один большой период из 18 элементов составляют и последующие два ряда – шестой и седьмой (от рубидия (Rb) до ксенона (Xe)). В восьмом ряду после лантана идут 14 элементов, чрезвычайно сходных с ним по свойствам, называемые лантаноидами и выделяемые в самостоятельный ряд. Восьмой и девятый ряды образуют большой период из 32 элементов (от цезия (Cs) до радона (Rn)). Наконец, десятый ряд элементов составляет незавершенный 7 период. Он содержит лишь 23 элемента, из которых 14, очень сходные, по свойствам с актинием (Ас), выделены в самостоятельный ряд актиноидов.

В вертикальных столбцах таблицы – группах – располагаются элементы, обладающие одинаковой валентностью в высших оксидах (она указана римскими цифрами). Каждая группа разделена на две подгруппы, одна из которых (главная) включает элементы малых периодов и чётных рядов больших периодов, а другая (побочная) образована элементами нечётных рядов больших периодов.

Различия между главными и побочными подгруппами ярко проявляются в крайних группах таблицы. Так, главная подгруппа I группы, включает очень активные щелочные металлы, энергично разлагающие воду, тогда как у элементов побочной подгруппы – меди (Сu), серебра (Ag), золота (Au) – проявляется малая активность в химических процессах. VIII группа элементов, занимающая особое положение, состоит из основной подгруппы благородных газов и побочной подгруппы, включающей девять элементов, разделенных на три триады очень сходных друг с другом элементов. У элементов главных подгрупп с увеличением атомного веса наблюдается усиление металлических свойств и ослабление неметаллических.

Согласно формулировке периодического закона периодичность изменения свойств касается не только химических элементов, но и образуемых ими простых и сложных веществ.

Периодический закон и периодическая система элементов послужили мощным толчком к исследованиям строения атома, которые изменили представление о законах мироздания и привели к практическому воплощению идеи использования ядерной энергии.

К моменту открытия периодического закона только лишь стали утверждаться представления о молекулах и атомах. Причем атом считался не только наименьшей, но и элементарной (то есть неделимой) частицей. Прямым доказательством сложности строения атома было открытие самопроизвольного распада атомов некоторых элементов, названное радиоактивностью. В 1896 г. французский физик А. Беккерель обнаружил, что материалы, содержащие уран, засвечивают в темноте фотопластинку, ионизируют газ, вызывают свечение флюоресцирующих веществ. В дальнейшем выяснилось, что этой способностью обладает не только уран. П. Кюри и Мария Склодовская-Кюри открыли два новых радиоактивных элемента: полоний и радий.

Катодные лучи, открытые В. Круксом и Дж. Стоней в 1891 г. предложил назвать электронами – как элементарные частицы электричества. Дж. Томсон в 1897 г., исследуя поток электронов, пропуская его через электрическое и магнитное поля, установил значение величины е/m – отношение заряда электрона к его массе, что привело ученого Р. Милликена в 1909 г. к установлению величины заряда электрона q = 4,8∙10^-10 электростатических единиц, или 1,602∙10^-19 Кл (Кулон), а соответственно и к массе электрона –

9,11∙10^-31 кг. Условно рассматривают заряд электрона как единицу отрицательного электрического заряда и присваивают ему значение (-1). А.Г. Столетовым было доказано, что электроны входят в состав всех атомов, имеющихся в природе. Атомы электронейтральны, то есть в целом не обладают электрическим зарядом. А это значит, что в состав атомов, кроме электронов должны входить положительные частицы.

Одна из гипотез о строении атома была выдвинута в 1903 г. Дж.Дж. Томсоном. Он полагал, что атом состоит из положительного заряда, равномерно распределённого по всему объёму атома, и электронов, колеблющихся внутри этого заряда, подобно семечкам в «арбузе» или «пудинга с изюмом». Для проверки гипотезы Томсона и более точного определения внутреннего строения атома в 1909-1911 г.г. Э. Резерфорд совместно с Г. Гейгером (впоследствии изобретателем известного счётчика Гейгера) и студентами поставили оригинальные эксперименты.

Суть планетарной модели строения атома можно свети к следующим утверждениям:

1. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома;

2. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в его ядре (масса электрона равна 1/1823 а.е.м.);

3. Вокруг ядра вращаются электроны. Их число равно положительному заряду ядра.

Эта модель оказалась очень наглядной и полезной для объяснения многих экспериментальных данных, но она сразу обнаружила и свои недостатки. В частности, электрон, двигаясь вокруг ядра с ускорением (на него действует центростремительная сила), должен был бы, согласно электромагнитной теории, непрерывно излучать энергию. Это привело бы к тому, что электрон должен был бы двигаться вокруг ядра по спирали и, в конце концов, упасть на него. Никаких доказательств того, что атомы непрерывно исчезают, не было, отсюда следует, что модель Э. Резерфорда в чём-то ошибочна.

Рентгеновские лучи были открыты в 1895 г. и интенсивно изучались в последующие годы, началось их использование для экспериментальных целей: они незаменимы для определения внутренней структуры кристаллов, порядковых номеров химических элементов. Г. Мозли удалось измерить заряд атомного ядра с помощью рентгеновских лучей. Именно в заряде ядра заключается основное различие между атомными ядрами разных элементов. Г. Мозли назвал заряд ядра порядковым номером элемента. Единичные положительные заряды позднее назвали протонами (¹₁р).

Порядковый номер (Z) – это число протонов в ядре. Но только к 1920 г. было установлено название «протон» и изучены его свойства. Заряд протона равен по величине и противоположен по знаку заряду электрона, то есть 1,602×10^-19 Кл, а условно (+1), масса протона равна 1,67×10^-27 кг, что приблизительно в 1836 раз больше, чем масса электрона. Таким образом, масса атома водорода, состоящего из одного электрона и одного протона, практически совпадает с массой протона, обозначают ¹₁р.

Для всех элементов масса атома больше суммы масс электронов и протонов, входящих в их состав. Разница указанных величин возникает из-за наличия в атомах еще одного типа частиц, названных нейтронами (¹_оn), которые были открыты только в 1932 г. английским ученым Д. Чедвиком. Нейтроны почти равны по массе протонам, но лишены электрического заряда. Сумма числа протонов и нейтронов, содержащихся в ядре атома, называется массовым числом атома. Число протонов равно порядковому номеру элемента, число нейтронов равняется разности между массовым числом (атомной массой) и порядковым номером элемента. Ядра всех атомов данного элемента имеют одинаковый заряд, то есть содержат одинаковое число протонов, а число нейтронов может быть различно. Атомы, имеющие одинаковый заряд ядра, а значит и тождественные свойства, но разное число нейтронов, а, следовательно, разные массовые числа называются изотопами ( «изос» - равный, «топос» - место ). Каждый изотоп характеризуется двумя величинами: массовым числом (проставляется вверху слева от химического знака элемента) и порядковым номером (проставляется внизу слева от химического знака элемента). Например, изотоп углерода с массовым числом 12 записывается так: ¹²₆С или ¹²С, или словами: «углерод-12». Изотопы известны для всех химических элементов. Так, кислород имеет изотопы с массовыми числами 16, 17, 18: ¹⁶₈О, ¹⁷₈О, ¹⁸₈О. Изотопы калия: ³⁹₁₉К,⁴⁰₁₉К,⁴¹₁₉К. Именно наличием изотопов объясняют те перестановки, которые в свое время сделал Д.И. Менделеев. Заметьте, что он сделал это только на основании свойств веществ, так как строение атомов ещё не было известно. Современная наука подтвердила правоту великого русского учёного. Так, природный калий образован в основном атомами его лёгких изотопов, а аргон – тяжёлых. Поэтому относительная атомная масса калия меньше, чем аргона, хотя порядковый номер (заряд ядра атома) калия больше.

Атомная масса элемента равна среднему значению из всех его природных изотопов с учётом их распространенности. Так, например, природный хлор состоит из 75,4 % изотопа с массовым числом 35 и 24,6 % изотопа с массовым числом 37; средняя атомная масса хлора 35,453. Атомные массы элементов, приводимые в периодической системе

Д.И. Менделеева, есть средние массовые числа природных смесей изотопов. Эта одна из причин, почему они отличаются от целочисленных значений.

Стабильные и неустойчивые изотопы. Все изотопы подразделяются на: стабильные и радиоактивные. Стабильные изотопы не подвергаются радиоактивному распаду, поэтому они и сохраняются в природных условиях. Примерами стабильных изотопов являются ¹⁶О, ¹²С, ¹⁹F. Большинство природных элементов состоят из смеси двух или большего числа стабильных изотопов. Из всех элементов наибольшее число стабильных изотопов имеет олово (10 изотопов). В редких случаях, например, у алюминия или фтора, в природе встречается только один стабильный изотоп, а остальные изотопы неустойчивы.

Радиоактивные изотопы подразделяются, в свою очередь, на естественные и искусственные и те и другие самопроизвольно распадаются, испуская при этом α- или β-частицы до тех пор, пока не образуется стабильный изотоп. Химические свойства всех изотопов в основном одинаковы.

Изотопы широко используют в медицине и научных исследованиях. Ионизирующее излучение способно разрушать живые ткани. Ткани злокачественных опухолей более чувствительны к облучению, чем здоровые ткани. Это позволяет лечить раковые заболевания при помощи γ-излучения (радиационная терапия), которое получают обычно с помощью радиоактивного изотопа кобальта-60. Излучение направляют на пораженный опухолью участок тела больного, сеанс лечения длится обычно несколько минут и повторяется в течение нескольких недель. Во время сеанса все остальные части тела больного должны быть тщательно закрыты непроницаемым для излучения материалом, чтобы предотвратить разрушение здоровых тканей.

В методе меченых атомов радиоактивные изотопы используют для того, чтобы проследить «маршрут» некоторого элемента в организме. Так, пациенту с больной щитовидной железой вводят препарат радиоактивного йода-131, что позволяет врачу проследить за прохождением йода по организму больного. Поскольку период полураспада

йода-131 всего 8 дней, то его радиоактивность быстро уменьшается.

Особенно интересно применение радиоактивного углерода-14 для определения возраста предметов органического происхождения на основе радиоуглеродного метода (геохронология) разработанный американским физико-химиком У. Либби. Этот метод удостоен Нобелевской премии в 1960 г. При разработке своего метода У. Либби использовал известный факт образования радиоактивного изотопа углерода-14 (в форме оксида углерода(IV)) в верхних слоях земной атмосферы при бомбардировке атомов азота нейтронами, входящими в состав космических лучей

Радиоактивный углерод-14 в свою очередь распадается, испуская β-частицы и превращаясь снова в азот

Атомы разных элементов, имеющие одинаковые массовые числа (атомные массы) называются изобарами. В периодической системе с уществует 59 пар и 6 троек изобар. Например, ⁴⁰₁₈Ar ⁴⁰₁₉K ⁴⁰₂₀Ca.

Атомы разных элементов, имеющие одинаковое число нейтронов, называются изотонами. Например, ¹³⁶Ba и ¹³⁸Xe – у них по 82 нейтрона в ядре атома.

Что делать, если нет взаимности? А теперь спустимся с небес на землю. Приземлились? Продолжаем разговор...

ЧТО И КАК ПИСАЛИ О МОДЕ В ЖУРНАЛАХ НАЧАЛА XX ВЕКА Первый номер журнала «Аполлон» за 1909 г. начинался, по сути, с программного заявления редакции журнала...

Конфликты в семейной жизни. Как это изменить? Редкий брак и взаимоотношения существуют без конфликтов и напряженности. Через это проходят все...

ЧТО ПРОИСХОДИТ ВО ВЗРОСЛОЙ ЖИЗНИ? Если вы все еще «неправильно» связаны с матерью, вы избегаете отделения и независимого взрослого существования...

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте: