Cuál es el significado de periódico. El significado de la ley periódica. Que hemos aprendido

ley periódica del átomo de mendeleus

La ley periódica hizo posible incorporar al sistema y generalizar un volumen enorme información científica en Quimica. Esta función de la ley suele denominarse integradora. Se manifiesta con especial claridad en la estructuración del material científico y educativo de la química. El académico A.E. Fersman dijo que el sistema combinaba toda la química en una única conexión espacial, cronológica, genética y energética.

El papel integrador de la Ley Periódica también se manifestó en el hecho de que algunos datos sobre los elementos, supuestamente fuera de las leyes generales, fueron verificados y refinados tanto por el propio autor como por sus seguidores.

Esto sucedió con las características del berilio. Antes del trabajo de Mendeleev, se consideraba un análogo trivalente del aluminio debido a su llamada similitud diagonal. Así, en el segundo período, había dos elementos trivalentes y no uno solo divalente. Fue en esta etapa cuando Mendeleev sospechó por primera vez un error en sus estudios de las propiedades del berilio en el nivel de las construcciones de modelos mentales. Luego encontró el trabajo del químico ruso Avdeev, quien afirmó que el berilio es divalente y tiene un peso atómico de 9. El trabajo de Avdeev pasó desapercibido para el mundo científico, el autor murió temprano, aparentemente habiendo recibido envenenamiento con compuestos de berilio extremadamente venenosos. Los resultados de la investigación de Avdeev se establecieron en la ciencia gracias a la Ley Periódica.

Mendeleev realizó dichos cambios y refinamientos de los valores de los pesos y valencias atómicos para nueve elementos más (In, V, Th, U, La, Ce y otros tres lantánidos). A otros diez elementos sólo se les corrigió el peso atómico. Y todas estas aclaraciones fueron posteriormente confirmadas experimentalmente.

De la misma manera, el trabajo de Karl Karlovich Klaus ayudó a Mendeleev a formar una especie de VIII grupo de elementos, explicando las similitudes horizontales y verticales en las tríadas de elementos:

hierro cobalto níquel

rutenio rodio paladio

octio iridio platino

La función predictiva (predictiva) de la Ley Periódica recibió la confirmación más sorprendente en el descubrimiento de elementos desconocidos con números de serie 21, 31 y 32.Su existencia se predijo primero en un nivel intuitivo, pero con la formación del sistema Mendeleev pudo calcular sus propiedades con un alto grado de precisión. La conocida historia del descubrimiento del escandio, el galio y el germanio fue el triunfo del descubrimiento de Mendeleev. F. Engels escribió: "Al aplicar inconscientemente la ley hegeliana sobre la transición de la cantidad a la calidad, Mendeleev logró una hazaña científica que puede colocarse junto con el descubrimiento de Laverrier, quien calculó la órbita del planeta desconocido Neptuno". Sin embargo, existe el deseo de discutir con el clásico. En primer lugar, toda la investigación de Mendeleev, a partir de sus años de estudiante, se basó conscientemente en la ley de Hegel. En segundo lugar, Laverrier calculó la órbita de Neptuno de acuerdo con las leyes de Newton conocidas y probadas desde hace mucho tiempo, y D. I. Mendeleev hizo todas las predicciones sobre la base de su propia ley universal descubierta de la naturaleza.

Al final de su vida, Mendeleev señaló con satisfacción: “Cuando escribí un artículo en 1871 sobre la aplicación de la ley periódica a la determinación de las propiedades de elementos aún no descubiertos, no pensé que viviría para justificar esta consecuencia de la ley periódica, pero la realidad respondió de otra manera. Tres elementos fueron descritos por mí: ekabor, ekaaluminium y ekasilicon, y han pasado menos de 20 años desde que ya tuve la mayor alegría de ver los tres abiertos ... L. de Boisbaudran, Nilsson y Winkler, yo, por mi parte, considero verdadero fortificantes de la ley periódica. Sin ellos, no habría sido reconocido en la medida en que lo es ahora ". En total, Mendeleev predijo doce elementos.

Desde el principio, Mendeleev señaló que la ley describe las propiedades no solo de los elementos químicos en sí, sino también de muchos de sus compuestos, incluidos hasta ahora desconocidos. Para confirmar esto, basta con dar el siguiente ejemplo. Desde 1929, cuando el académico P. L. Kapitsa descubrió por primera vez la conductividad no metálica del germanio, comenzó el desarrollo de la teoría de los semiconductores en todos los países del mundo. Inmediatamente quedó claro que los elementos con tales propiedades ocupan el subgrupo principal del Grupo IV. Con el tiempo, quedó claro que los compuestos de elementos ubicados en períodos igualmente distantes de este grupo deberían tener propiedades semiconductoras en mayor o menor medida (por ejemplo, con una fórmula general del tipo AzB;). Esto inmediatamente hizo que la búsqueda de nuevos semiconductores prácticamente importantes fuera dirigida y predecible. Casi toda la electrónica moderna se basa en tales compuestos.

Es importante señalar que las predicciones dentro del marco de la Tabla Periódica se hicieron después de su aceptación universal. En 1913. Mose-Lee descubrió que la longitud de onda de los rayos X, que se reciben de los anticatodos hechos de diferentes elementos, cambia naturalmente según el número ordinal asignado a los elementos de la tabla periódica. El experimento confirmó que el número de serie del elemento tiene un significado físico directo. Sólo más tarde se asociaron los números de serie con el valor de la carga positiva del núcleo. Pero la ley de Moseley hizo posible confirmar experimentalmente inmediatamente el número de elementos en períodos y al mismo tiempo predecir los lugares del hafnio (n. ° 72) y del renio (n. ° 75) que aún no se habían descubierto en ese momento.

La misma investigación de Moseley permitió eliminar un grave " dolor de cabeza", Que fue traído a Mendeleev por las conocidas desviaciones de la serie correcta de elementos que aumentan en la tabla de masas atómicas. Mendeleev los hizo bajo la presión de analogías químicas, en parte a nivel de expertos, y en parte solo a nivel intuitivo. Por ejemplo, el cobalto estaba por delante del níquel en la tabla, y el yodo con un peso atómico más bajo siguió al telurio más pesado. Desde hace mucho tiempo se sabe en las ciencias naturales que un hecho "feo" que no encaja en el marco de la teoría más hermosa puede arruinarlo. De la misma manera, las desviaciones inexplicables amenazaron la Ley Periódica. Pero Moseley demostró experimentalmente que los números de serie de cobalto (# 27) y níquel (# 28) corresponden exactamente a su posición en el sistema. Resultó que estas excepciones solo confirman la regla general.

Nikolai Alexandrovich Morozov hizo una predicción importante en 1883. Por su participación en el movimiento popular, Morozov, estudiante de química, fue condenado a muerte, luego conmutado por cadena perpetua en régimen de aislamiento. Pasó unos treinta años en cárceles zaristas. El prisionero de la Fortaleza de Shlisselburg tuvo la oportunidad de recibir literatura científica sobre química. Basado en el análisis de los intervalos de pesos atómicos entre grupos vecinos de elementos en la tabla periódica, Morozov llegó a una conclusión intuitiva sobre la posibilidad de la existencia de otro grupo de elementos desconocidos con "propiedades cero" entre los grupos de halógenos y metales alcalinos. Sugirió buscarlos en el aire. Además, formuló una hipótesis sobre la estructura de los átomos y, basándose en ella, trató de revelar las razones de la periodicidad en las propiedades de los elementos.

Sin embargo, las hipótesis de Morozov estuvieron disponibles para su discusión mucho más tarde, cuando fue liberado después de los eventos de 1905. Pero en ese momento, los gases inertes ya se habían descubierto y estudiado.

Durante mucho tiempo, la existencia de gases inertes y su posición en la tabla periódica provocó serios desacuerdos en el mundo químico. Durante algún tiempo, el propio Mendeleev creyó que una sustancia simple desconocida como Nj podía ocultarse bajo el nombre comercial de argón abierto. La primera suposición racional sobre el lugar de los gases inertes fue hecha por el autor de su descubrimiento, William Ramsay. Y en 1906 Mendeleev escribió: “Al establecer la Tabla Periódica (18b9), no solo no se conocía el argón, sino que no había razón para sospechar la posibilidad de la existencia de tales elementos. Hoy ... estos elementos, en términos de su peso atómico, han ocupado el lugar exacto entre los halógenos y los metales alcalinos ".

Durante mucho tiempo hubo una disputa: asignar gases inertes en un grupo cero independiente de elementos o considerarlos como el subgrupo principal del grupo VIII. Cada punto de vista tiene sus pros y sus contras.

Basándose en la posición de los elementos en la tabla periódica, los químicos teóricos dirigidos por Linus Pauling han dudado durante mucho tiempo de la pasividad química completa de los gases inertes, señalando directamente la posible estabilidad de sus fluoruros y óxidos. Pero fue solo en 1962 cuando el químico estadounidense Neil Bartlett realizó por primera vez la reacción del hexafluoruro de platino con oxígeno en las condiciones más ordinarias, obteniendo hexafluoroplatinato de xenón XePtF ^, seguido de otros compuestos de gases, que ahora se denominan más correctamente nobles que inertes.

La ley periódica conserva su función predictiva hasta el día de hoy.

Cabe señalar que las predicciones de miembros desconocidos de cualquier conjunto pueden ser de dos tipos. Si se predicen las propiedades de un elemento ubicado dentro de un número conocido de elementos similares, dicha predicción se denomina interpolación. Es natural suponer que estas propiedades estarán sujetas a las mismas leyes que las propiedades de los elementos vecinos. Así es como se predijeron las propiedades de los elementos faltantes dentro de la tabla periódica. Es mucho más difícil predecir las características de los nuevos miembros de los conjuntos si están fuera de la parte descrita. La extrapolación, la predicción de los valores de una función que están fuera del rango de patrones conocidos, es siempre menos definida.

Fue este problema el que enfrentaron los científicos cuando comenzó la búsqueda de elementos más allá de los límites conocidos del sistema. A principios del siglo XX. la tabla periódica terminaba con uranio (No. 92). Los primeros intentos de obtener elementos transuránicos se realizaron en 1934, cuando Enrico Fermi y Emilio Segre bombardearon uranio con neutrones. Así comenzó el camino hacia los actinoides y transactinoides.

Las reacciones nucleares también se utilizan para sintetizar otros elementos previamente desconocidos.

El elemento 101, sintetizado artificialmente por Eien Theodore Seaborg y sus colaboradores, recibió el nombre de "Mendelevium". El propio Seaborg dijo al respecto de esta manera: "Es especialmente importante notar que el elemento 101 lleva el nombre del gran químico ruso DI Mendeleev por científicos estadounidenses que siempre lo han considerado un pionero de la química".

El número de elementos recién descubiertos, o mejor dicho, creados artificialmente, crece constantemente. La síntesis de los núcleos más pesados \u200b\u200bde elementos con números de serie 113 y 115 se llevó a cabo en el Instituto Conjunto Ruso de Investigación Nuclear en Dubna bombardeando los núcleos de americio obtenido artificialmente con núcleos del isótopo pesado calcio-48. En este caso, aparece el núcleo del elemento No. 115, que inmediatamente decae con la formación del núcleo del elemento No. 113. Tales elementos superpesados \u200b\u200bno existen en la naturaleza, pero aparecen durante las explosiones de supernovas, y también podrían existir durante el Big Bang. Su estudio ayuda a comprender cómo nació nuestro universo.

En la naturaleza se encuentran un total de 39 isótopos radiactivos naturales. Los diferentes isótopos se desintegran a diferentes velocidades, lo que caracteriza la vida media. La vida media del uranio-238 es de 4.500 millones de años, y para algunos otros elementos puede ser igual a una millonésima de segundo.

Los elementos radiactivos, que se descomponen secuencialmente, convirtiéndose entre sí, forman filas enteras. Se conocen tres de esas series: según el elemento inicial, todos los miembros de la serie se combinan en las familias de uranio, actinouranio y torio. Otra familia está formada por isótopos radiactivos producidos artificialmente. En todas las familias, las transformaciones se completan con la aparición de átomos de plomo no radiactivos.

Dado que solo pueden haber isótopos en la corteza terrestre, cuya vida media es comparable a la edad de la Tierra, se puede suponer que durante miles de millones de años de su historia, también hubo isótopos de vida corta que ahora se han extinguido literalmente. El isótopo pesado de potasio-40 probablemente pertenecía a estos. Como resultado de su completa desintegración, el valor tabular de la masa atómica del potasio hoy es 39.102, por lo tanto es inferior en masa al elemento No. 18 argón (39.948). Esto explica las excepciones en el aumento sucesivo de las masas atómicas de los elementos de la tabla periódica.

El académico V. I. Gol'dansky, en un discurso dedicado a la memoria de Mendeleev, señaló "el papel fundamental que juegan las obras de Mendeleev incluso en campos completamente nuevos de la química que surgieron décadas después de la muerte del genio creador de la Tabla Periódica".

La ciencia es historia y depositaria de la sabiduría y experiencia de siglos, su contemplación racional y juicio probado.

D. I. Mendeleev

Rara vez ocurre que un descubrimiento científico resulta ser algo completamente inesperado, casi siempre se anticipa:

sin embargo, para las generaciones siguientes, que han probado y probado las respuestas a todas las preguntas, a menudo es difícil evaluar las dificultades que les costó a sus predecesores.

Charles Darwin

Cada una de las ciencias sobre el mundo que nos rodea tiene como tema de estudio formas específicas de movimiento de la materia. Las opiniones predominantes consideran estas formas de movimiento en orden de complejidad creciente:

mecánico - físico - químico - biológico - social. Cada uno de los siguientes formularios no rechaza los anteriores, sino que los incluye.

No es casualidad que en la celebración del centenario del descubrimiento de la Ley Periódica, G. T. Seaborg dedicó su informe a los últimos logros de la química. En él, aprecia mucho los sorprendentes méritos del científico ruso: “Al considerar la evolución de la tabla periódica desde la época de Mendeleev, la impresión más impresionante es que fue capaz de crear la tabla periódica de los elementos, aunque Mendeleev no conocía conceptos tan generalmente aceptados como la estructura nuclear y los isótopos. , conexión de números ordinales con valencia, naturaleza electrónica de los átomos, periodicidad propiedades químicasexplicado por la estructura electrónica y, finalmente, la radiactividad ”.

Se pueden citar las palabras del académico AE Fersman, quien llamó la atención sobre el futuro: “Nuevas teorías, brillantes generalizaciones aparecerán y morirán. Nuevas ideas reemplazarán nuestros conceptos ya obsoletos del átomo y el electrón. Los mayores descubrimientos y experimentos anularán el pasado y abrirán horizontes increíbles en su novedad y amplitud para hoy; todo esto vendrá y se irá, pero la Ley Periódica de Mendeleev siempre vivirá y guiará las búsquedas ".

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La primera versión de la Tabla Periódica de los Elementos fue publicada por Dmitry Ivanovich Mendeleev en 1869, mucho antes de que se estudiara la estructura del átomo. DI Mendeleev utilizó las masas atómicas (pesos atómicos) de los elementos como guía en este trabajo. Al ordenar los elementos en orden ascendente de sus pesos atómicos, DI Mendeleev descubrió una ley fundamental de la naturaleza, que ahora se conoce como la Ley Periódica: las propiedades de los elementos cambian periódicamente de acuerdo con su peso atómico.

La novedad fundamental de la Ley Periódica, descubierta y formulada por D.I. Mendeleev, fue la siguiente:

1. Se estableció una conexión entre elementos que eran INADECUADOS en sus propiedades. Esta conexión consiste en el hecho de que las propiedades de los elementos cambian suavemente y aproximadamente por igual con un aumento de su peso atómico, y luego estos cambios SE REPETIRÁN PERIÓDICAMENTE.

2. En aquellos casos en los que se creaba la impresión de que faltaba algún eslabón en la secuencia de cambios en las propiedades de los elementos, se proporcionaban los ESPACIOS en la Tabla Periódica, la cual se debía completar con elementos aún no abiertos. Además, la Ley Periódica permitió PREDECIR las propiedades de estos elementos.

En todos los intentos anteriores por determinar la relación entre elementos, otros investigadores han buscado crear una imagen completa, en la que no haya lugar para elementos aún no descubiertos.

Es admirable que DI Mendeleev hiciera su descubrimiento en un momento en que los pesos atómicos de muchos elementos estaban determinados de manera muy aproximada, y solo se conocían 63 de los elementos mismos, es decir, un poco más de la mitad de los que conocemos hoy.

Ley periódica según Mendeleev: "Las propiedades de los cuerpos simples ... y los compuestos de los elementos dependen periódicamente de la magnitud de las masas atómicas de los elementos".

Sobre la base de la ley periódica, se compiló la tabla periódica de elementos. En él, los elementos con propiedades similares se combinaron en columnas de grupo verticales. En algunos casos, al colocar elementos en la tabla periódica, fue necesario interrumpir la secuencia de masas atómicas crecientes para observar la frecuencia de repetición de propiedades. Por ejemplo, el telurio y el yodo, así como el argón y el potasio, tuvieron que "intercambiarse".

Sin embargo, incluso después del enorme y cuidadoso trabajo de los químicos para corregir los pesos atómicos, en cuatro lugares de la Tabla Periódica los elementos "violan" el estricto orden de disposición en el aumento de la masa atómica.

En el momento de DI Mendeleev, tales desviaciones se consideraron las desventajas de la tabla periódica. La teoría de la estructura del átomo ha puesto todo en su lugar: los elementos están ubicados completamente correctamente, de acuerdo con las cargas de sus núcleos. Entonces, ¿cómo se puede explicar que el peso atómico del argón sea mayor que el peso atómico del potasio?

El peso atómico de cualquier elemento es igual al peso atómico medio de todos sus isótopos, teniendo en cuenta su abundancia en la naturaleza. Por casualidad, el peso atómico del argón está determinado por el isótopo más "pesado" (se encuentra en la naturaleza en grandes cantidades). El potasio, por el contrario, está dominado por su isótopo más ligero (es decir, un isótopo con un número de masa más bajo).

La razón es que Mendeleev propuso la ley periódica en un momento en el que no se sabía nada sobre la estructura del átomo. Después de que se propuso el modelo planetario del átomo en el siglo XX, la ley periódica se formula de la siguiente manera:

"Las propiedades de los elementos y compuestos químicos dependen periódicamente de las cargas de los núcleos atómicos".

La carga nuclear es igual al número del elemento en la tabla periódica y al número de electrones en la capa de electrones del átomo. Esta redacción explica las "violaciones" de la Ley Periódica. En la tabla periódica, el número de período es igual al número de niveles electrónicos en el átomo, el número de grupo para los elementos de los subgrupos principales es igual al número de electrones en el nivel externo.

La razón del cambio periódico en las propiedades de los elementos químicos es el llenado periódico de las capas de electrones. Después de llenar la siguiente concha, comienza un nuevo período. Los cambios periódicos en los elementos se ven claramente en cambios en la composición y propiedades de los óxidos.

Importancia científica de la ley periódica.

La ley periódica permitió sistematizar las propiedades de los elementos químicos y sus compuestos. Al compilar la tabla periódica, Mendeleev predijo la existencia de muchos elementos aún no descubiertos, dejando celdas libres para ellos, y predijo muchas propiedades de elementos no descubiertos, lo que facilitó su descubrimiento. El primero de ellos siguió cuatro años después. ¡El elemento para el que Mendeleev dejó un lugar y propiedades, cuyo peso atómico predijo, apareció de repente! El joven químico francés Lecoq de Boisbaudran envió una carta a la Academia de Ciencias de París. Decía:<Позавчера, 27 августа 1875 года, между двумя и четырьмя часами ночи я обнаружил новый элемент в минерале цинковая обманка из рудника Пьерфитт в Пиренеях>... Pero lo más asombroso estaba por venir. Mendeleev predijo, aún dejando espacio para este elemento, que su densidad debería ser de 5.9. Y Boisbaudran afirmó que el elemento que descubrió tiene una densidad de 4,7. Mendeleev, que no vio el nuevo elemento en sus ojos, y eso es aún más sorprendente, dijo que el químico francés había cometido un error en sus cálculos. Pero Boisbaudran también resultó ser terco: insistió en que era exacto. Un poco más tarde, después de mediciones adicionales, resultó que Mendeleev tenía incondicionalmente razón. El primer elemento que llenó el espacio vacío de la mesa, Boisbaudran nombró galio en honor a su tierra natal, Francia. Y luego a nadie se le ocurrió darle el nombre de la persona que predijo la existencia de este elemento, la persona que de una vez por todas predeterminó el camino del desarrollo de la química. Esto fue hecho por científicos del siglo XX. Un elemento descubierto por los físicos soviéticos lleva el nombre de Mendeleev.

Pero el gran mérito de Mendeleev no fue solo el descubrimiento de algo nuevo.

Mendeleev descubrió nueva ley naturaleza. En lugar de sustancias dispares y no relacionadas, surgió un solo sistema armonioso antes de la ciencia, uniendo todos los elementos del Universo en un solo todo, los átomos comenzaron a considerarse como:

1. orgánicamente relacionados entre sí por una ley común,

2. revelando la transición de cambios cuantitativos en el peso atómico en cambios cualitativos en su química. individuos,

3. lo que indica que la oposición de las propiedades metálicas y no metálicas de los átomos no es absoluta, como se pensaba anteriormente, sino sólo relativa.

El descubrimiento de la conexión mutua entre todos los elementos, entre sus propiedades físicas y químicas, ha planteado un problema científico y filosófico de gran importancia: esta conexión mutua, esta unidad debe explicarse.

La investigación de Mendeleev proporcionó una base sólida y confiable para los intentos de explicar la estructura del átomo: después del descubrimiento de la ley periódica, quedó claro que los átomos de todos los elementos deben construirse "de acuerdo con un solo plan", que la periodicidad de las propiedades de los elementos debe reflejarse en su estructura.

Solo ese modelo del átomo podría tener derecho al reconocimiento y desarrollo, lo que acercaría a la ciencia a comprender el enigma de la posición de un elemento en la tabla periódica. Los más grandes científicos de nuestro siglo, al resolver este gran problema, descubrieron la estructura del átomo; así es como la ley de Mendeleev tuvo un gran impacto en el desarrollo de todo el conocimiento moderno sobre la naturaleza de la materia.

Todos los éxitos de la química de nuestros días, los éxitos de la física atómica y nuclear, incluida la energía atómica y la síntesis de elementos artificiales, solo fueron posibles gracias a la ley periódica. A su vez, los éxitos de la física atómica, la aparición de nuevos métodos de investigación, el desarrollo de la mecánica cuántica expandieron y profundizaron la esencia de la ley periódica.

Durante el siglo pasado, la ley de Mendeleev, una verdadera ley de la naturaleza, no solo no se ha vuelto obsoleta y no ha perdido su importancia. Por el contrario, el desarrollo de la ciencia ha demostrado que su significado aún no se ha entendido y completado por completo, que es mucho más amplio de lo que su creador podría haber supuesto, de lo que los científicos pensaban hasta hace poco. Recientemente se ha establecido que la ley de periodicidad obedece no solo a la estructura de las capas externas de electrones del átomo, sino también a la estructura fina de los núcleos atómicos. Aparentemente, esas leyes que gobiernan el mundo complejo y en gran parte incomprendido de las partículas elementales también se basan en una naturaleza periódica.

Nuevos descubrimientos en química y física han confirmado repetidamente el significado fundamental de la Ley Periódica. Se descubrieron gases inertes, que encajan perfectamente en la tabla periódica; esto se muestra especialmente claramente en la forma larga de la tabla. El número ordinal del elemento resultó ser igual a la carga nuclear del átomo de este elemento. Se descubrieron muchos elementos previamente desconocidos gracias a una búsqueda específica de exactamente aquellas propiedades que se predijeron a partir de la tabla periódica.

La ley periódica de DI Mendeleev es extremadamente importante. Él sentó las bases de la química moderna, la convirtió en una ciencia integral unificada. Los elementos comenzaron a considerarse interrelacionados, dependiendo del lugar que ocupen en la tabla periódica. La química ha dejado de ser una ciencia descriptiva. Con el descubrimiento de la ley periódica, la previsión científica se hizo posible en ella. Ahora puede predecir y describir nuevos elementos y sus conexiones. Un ejemplo brillante de esto es la predicción de D. I. Mendeleev sobre la existencia de elementos aún no descubiertos en su tiempo, de los cuales para tres - Ga, Sc, Ge - dio una descripción precisa de sus propiedades.

Sobre la base de la ley de D.I. Mendeleev, todas las celdas vacías de su sistema se llenaron de Z \u003d 1 a Z \u003d 92, y también se descubrieron elementos transuránicos. Y hoy esta ley sirve de pauta para el descubrimiento o creación artificial de nuevos elementos químicos. Entonces, guiado por la ley periódica, se puede argumentar que si se sintetiza el elemento Z \u003d 114, entonces será un análogo del plomo (eka-plomo), si se sintetiza el elemento Z \u003d 118, entonces será un gas noble (ekaradon).

El científico ruso N.A.Morozov en los años 80 del siglo XIX predijo la existencia de gases nobles, que luego fueron descubiertos. En el sistema periódico, completan los períodos y constituyen el subgrupo principal del grupo VII. “Antes de la ley periódica”, escribió DI Mendeleev, “los elementos eran sólo fenómenos aleatorios fragmentarios de la naturaleza; no había razón para esperar a que aparecieran nuevos, y los recién encontrados eran una novedad completamente inesperada. La legalidad periódica fue la primera en hacer posible ver elementos aún por descubrir a tal distancia, a los que la vista desarmada por esta regularidad no llegaba hasta entonces.

La ley periódica sirvió de base para corregir las masas atómicas de los elementos. Para 20 elementos, D.I. Mendeleev corrigió las masas atómicas, después de lo cual estos elementos tomaron su lugar en la tabla periódica.

Sobre la base de la ley periódica y el sistema periódico de D. I. Mendeleev, la teoría de la estructura del átomo se desarrolló rápidamente. Revela el significado físico de la ley periódica y explica la disposición de los elementos en la tabla periódica. La exactitud de la teoría de la estructura del átomo siempre ha sido verificada por la ley periódica. He aquí otro ejemplo. En 1921 N. Bohr demostró que el elemento Z \u003d 72, cuya existencia fue predicha por D.I. Mendeleev en 1870 (ekabor), debería tener una estructura atómica similar al átomo de circonio (Zr - 2. 8. 18.10 .2; a Hf - 2. 8. 18. 32. 10. 2), por lo que hay que buscarlo entre los minerales de circonio. Siguiendo este consejo, en 1922 el químico húngaro D. Hevesy y el científico holandés D. Koster descubrieron el elemento Z \u003d 72 en el mineral de circonio noruego, llamándolo hafnio (de nombre latino Copenhague - lugar de descubrimiento del elemento). Fue el mayor triunfo de la teoría de la estructura del átomo: basándose en la estructura del átomo, se predijo la ubicación de un elemento en la naturaleza.

La doctrina de la estructura de los átomos condujo al descubrimiento de la energía atómica y su uso para las necesidades humanas. Podemos decir que la ley periódica es la fuente principal de todos los descubrimientos de la química y la física del siglo XX. Desempeñó un papel destacado en el desarrollo de otras ciencias naturales aliadas con la química.

La ley periódica y el sistema subyacen a la solución de los problemas modernos de la ciencia y la industria químicas. Teniendo en cuenta el sistema periódico de elementos químicos de D. I. Mendeleev, se está trabajando para obtener nuevos materiales poliméricos y semiconductores, aleaciones termorresistentes, sustancias con propiedades deseadas, para utilizar energía nuclear, se utilizan las entrañas de la Tierra y el Universo.

La condición previa para el descubrimiento de la Ley Periódica fueron las decisiones del congreso internacional de químicos en la ciudad de Karlsruhe en 1860, cuando finalmente se estableció la doctrina atómico-molecular, se tomaron las primeras definiciones unificadas de los conceptos de molécula y átomo, así como del peso atómico, que ahora llamamos masa atómica relativa.

D.I. Mendeleev en su descubrimiento se basó en puntos de partida claramente formulados:

La propiedad invariable común de los átomos de todos los elementos químicos es su masa atómica;

Las propiedades de los elementos dependen de sus masas atómicas;

La forma de esta dependencia es periódica.

Los prerrequisitos considerados anteriormente pueden denominarse objetivos, es decir, independientes de la personalidad del científico, ya que estuvieron condicionados por el desarrollo histórico de la química como ciencia.

III Ley Periódica y Tabla Periódica de Elementos Químicos.

El descubrimiento de la Ley Periódica por Mendeleev.

La primera versión de la Tabla Periódica de los Elementos fue publicada por D.I. Mendeleev en 1869, mucho antes de que se estudiara la estructura del átomo. En este momento, Mendeleev enseñó química en la Universidad de San Petersburgo. Preparándose para las conferencias, recopilando material para su libro de texto "Fundamentos de la Química", DI Mendeleev reflexionó sobre cómo sistematizar el material de tal manera que la información sobre las propiedades químicas de los elementos no se vea como un conjunto de hechos dispares.

DI Mendeleev utilizó las masas atómicas (pesos atómicos) de los elementos como guía en este trabajo. Después del Congreso Mundial de Químicos de 1860, en el que también participó DI Mendeleev, el problema de la determinación correcta de los pesos atómicos estuvo constantemente en el centro de atención de muchos de los principales químicos del mundo, incluido DI Mendeleev.Al ordenar los elementos en orden ascendente de sus pesos atómicos, D.I. Mendeleev descubrió una ley fundamental de la naturaleza, que ahora se conoce como la Ley Periódica:

Las propiedades de los elementos cambian periódicamente de acuerdo con su peso atómico.

La formulación anterior no contradice en lo más mínimo la moderna, en la que el concepto de "peso atómico" es reemplazado por el concepto de "carga nuclear". El núcleo está compuesto por protones y neutrones. El número de protones y neutrones en los núcleos de la mayoría de los elementos es aproximadamente el mismo, por lo que el peso atómico aumenta aproximadamente de la misma manera que aumenta el número de protones en el núcleo (la carga del núcleo Z).

La novedad fundamental de la Ley Periódica fue la siguiente:

1. Se estableció una conexión entre elementos INSIDERABLES en sus propiedades. Esta conexión consiste en el hecho de que las propiedades de los elementos cambian suave y aproximadamente por igual con un aumento de su peso atómico, y luego estos cambios SE REPETIRÁN PERIODICAMENTE.

2. En aquellos casos en los que se creaba la impresión de que faltaba algún eslabón en la secuencia de cambio de propiedades de los elementos, se proporcionaban los ESPACIOS en la Tabla Periódica, la cual debía ser completada con elementos aún no abiertos.

En todos los intentos anteriores por determinar la relación entre elementos, otros investigadores han buscado crear una imagen completa en la que no haya lugar para elementos aún no descubiertos. Por el contrario, D.I. Mendeleev consideró que las celdas que permanecieron vacías hasta el momento eran la parte más importante de su Tabla Periódica. Esto hizo posible predecir la existencia de elementos aún desconocidos.

Es admirable que DI Mendeleev hiciera su descubrimiento en un momento en que los pesos atómicos de muchos elementos estaban determinados de manera muy aproximada, y solo se conocían 63 de los elementos mismos, es decir, un poco más de la mitad de los que conocemos hoy.

Un profundo conocimiento de las propiedades químicas de varios elementos permitió a Mendeleev no solo señalar los elementos aún no descubiertos, ¡sino también predecir con precisión sus propiedades! DI Mendeleev predijo con precisión las propiedades del elemento, al que llamó "eka-silicio". Después de 16 años, este elemento fue descubierto por el químico alemán Winkler y lo llamó germanio.

Comparación de las propiedades predichas por DI Mendeleev para el elemento aún no descubierto "ecasilicon" con las propiedades del elemento germanio (Ge). En la tabla periódica moderna, el germanio ocupa el lugar del "eka-silicio".

Propiedad

Predicho por D. I. Mendeleev para "eka-silice" en 1870

Identificado para Germanio Ge, descubierto en 1886

Color, apariencia

marrón

marrón claro

Peso atomico

72,59

Densidad (g / cm3)

5,5

5,35

Fórmula de óxido

XO2

GeO2

Fórmula de cloruro

XCl4

GeCl4

Densidad de cloruro (g / cm3)

1,9

1,84

De la misma manera, las propiedades predichas por DI Mendeleev, predichas por D. I. Mendeleev, fueron confirmadas por las propiedades del "eka-aluminium" (el elemento galio Ga, descubierto en 1875) y "eka-bora" (el elemento escandio Sc descubierto en 1879).

Después de eso, quedó claro para los científicos de todo el mundo que la Tabla Periódica de DI Mendeleev no solo sistematiza los elementos, sino que es una expresión gráfica de la ley fundamental de la naturaleza: la Ley Periódica.

La estructura de la tabla periódica.

Basado en la Ley Periódica de D.I. Mendeleev creó la Tabla periódica de elementos químicos, que constaba de 7 períodos y 8 grupos (versión de período corto de la tabla). Actualmente, la versión de período largo del sistema periódico se usa con mayor frecuencia (7 períodos, 8 grupos, elementos: lantánidos y actínidos) se muestran por separado.

Los períodos son filas horizontales de la tabla, se subdividen en pequeños y grandes. En períodos pequeños hay 2 elementos (1er período) u 8 elementos (2do, 3er período), en períodos grandes - 18 elementos (4to, 5to período) o 32 elementos (6to, 7mo período). Cada período comienza con un metal típico y termina con un no metálico (halógeno) y un gas noble.

Los grupos son secuencias verticales de elementos, están numerados con números romanos del I al VIII y letras rusas A y B. La versión de período corto de la tabla periódica incluyó subgrupos de los elementos (principal y secundario).

Un subgrupo es una colección de elementos que son análogos químicos incondicionales; a menudo, los elementos de un subgrupo tienen el estado de oxidación más alto correspondiente al número de grupo.

En los grupos A, las propiedades químicas de los elementos pueden variar en una amplia gama de no metálicas a metálicas (por ejemplo, en el subgrupo principal del grupo V, el nitrógeno es un no metal y el bismuto es un metal).

En la tabla periódica, los metales típicos se encuentran en el grupo IA (Li-Fr), IIA (Mg-Ra) y IIIA (In, Tl). Los no metales se encuentran en los grupos VIIА (F-Al), VIА (O-Te), VA (N-As), IVА (C, Si) y IIIА (B). Algunos elementos de los grupos A (berilio Be, aluminio Al, germanio Ge, antimonio Sb, polonio Po y otros), así como muchos elementos de los grupos B, exhiben propiedades tanto metálicas como no metálicas (fenómeno de anfotericidad).

Para algunos grupos, se utilizan nombres de grupo: IА (Li-Fr) - metales alcalinos, IIА (Ca-Ra) - metales alcalinotérreos, VIА (O-Po) - chalcogenes, VIIА (F-At) - halógenos, VIIIА (He-Rn) - gases nobles. La forma del Sistema Periódico propuesto por D.I. Mendeleev, fue llamado de período corto o clásico. Actualmente, se usa más otra forma del Sistema Periódico: el de período largo.

La ley periódica de D.I. Mendeleev y la tabla periódica de elementos químicos se convirtieron en la base de la química moderna. Las masas atómicas relativas se dan de acuerdo con la Tabla Internacional de 1983. Para los elementos 104-108, los números de masa de los isótopos de vida más larga se dan entre corchetes. Los nombres de elementos y los símbolos que se muestran entre paréntesis no son comunes.

IV Ley periódica y estructura del átomo.

Información básica sobre la estructura de los átomos.

A finales del siglo XIX y principios del XX, los físicos demostraron que el átomo es una partícula compleja y consta de partículas más simples (elementales). Fueron descubiertos:

rayos catódicos (físico inglés J. J. Thomson, 1897), cuyas partículas se denominan electrones e− (portan una unidad de carga negativa);

radiactividad natural de los elementos (científicos franceses - radioquímicos A. Becquerel y M. Sklodowska-Curie, físico Pierre Curie, 1896) y la existencia de partículas α (núcleos de helio 4He2 +);

la presencia en el centro del átomo de un núcleo cargado positivamente (físico y radioquímico inglés E. Rutherford, 1911);

transformación artificial de un elemento en otro, por ejemplo nitrógeno en oxígeno (E. Rutherford, 1919). A partir del núcleo de un átomo de un elemento (nitrógeno - en el experimento de Rutherford), al chocar con una partícula α, se formaron el núcleo de un átomo de otro elemento (oxígeno) y una nueva partícula con una sola carga positiva y llamada protón (p +, núcleo 1H).

la presencia en el núcleo de un átomo de partículas eléctricamente neutras - neutrones n0 (físico inglés J. Chadwick, 1932).

Como resultado de los estudios, se encontró que el átomo de cada elemento (excepto 1H) contiene protones, neutrones y electrones, y los protones y neutrones se concentran en el núcleo del átomo y los electrones en su periferia (en la capa de electrones).

El número de protones en el núcleo es igual al número de electrones en la capa del átomo y corresponde al número ordinal de este elemento en la tabla periódica.

La capa de electrones de un átomo es un sistema complejo. Se divide en subcapas con diferentes energías (niveles de energía); los niveles, a su vez, se subdividen en subniveles, y los subniveles incluyen orbitales atómicos, que pueden diferir en forma y tamaño (denotados por las letras s, p, d, f, etc.).

Entonces, la característica principal de un átomo no es su masa atómica, sino la magnitud de la carga positiva del núcleo. Ésta es una característica más general y precisa del átomo y, por tanto, del elemento. Todas las propiedades del elemento y su posición en el sistema periódico dependen de la magnitud de la carga positiva del núcleo atómico. Por tanto, el número de serie de un elemento químico coincide numéricamente con la carga del núcleo de su átomo. La tabla periódica de elementos es una representación gráfica de la ley periódica y refleja la estructura de los átomos de los elementos.

La teoría de la estructura del átomo explica el cambio periódico en las propiedades de los elementos. Un aumento en la carga positiva de los núcleos atómicos de 1 a 110 conduce a una repetición periódica de los átomos de los elementos estructurales del nivel de energía externa. Y dado que las propiedades de los elementos dependen principalmente de la cantidad de electrones en el nivel externo, entonces se repiten periódicamente. Este es el significado físico de la ley periódica.

Cada período de la tabla periódica comienza con elementos cuyos átomos en el nivel externo tienen un electrón s (niveles externos incompletos) y, por lo tanto, exhiben propiedades similares: donan fácilmente electrones de valencia, lo que determina su carácter metálico. Estos son metales alcalinos: Li, Na, K, Rb, Cs.

El período termina con elementos cuyos átomos en el nivel externo contienen 2 (s2) electrones (en el primer período) u 8 (s2p6) electrones (en todos los posteriores), es decir, tienen un nivel externo completo. Estos son gases nobles He, Ne, Ar, Kr, Xe, que tienen propiedades inertes.

La tabla periódica de DI Mendeleev se convirtió en un hito importante en el desarrollo de la doctrina atómico-molecular. Gracias a ella, se formó un concepto moderno de un elemento químico, se refinaron las ideas sobre sustancias y compuestos simples.

El papel predictivo de la tabla periódica, mostrado por el propio Mendeleev, en el siglo XX se manifestó en la evaluación de las propiedades químicas de los elementos transuránicos.

Desarrollado en el siglo XIX. en el marco de la ciencia de la química, la tabla periódica era una sistematización ya hecha de los tipos de átomos para las nuevas ramas de la física que se desarrollaron a principios del siglo XX. - física del átomo y física del núcleo. En el curso de estudios del átomo por métodos de la física, se encontró que el número ordinal de un elemento en la tabla periódica (número atómico) es una medida de la carga eléctrica del núcleo atómico de este elemento, el número de la fila horizontal (período) en la tabla determina el número de capas de electrones del átomo, y el número de la fila vertical determina la estructura cuántica. la capa superior, a la que los elementos de esta serie se deben a la similitud de propiedades químicas.

La aparición del sistema periódico abrió una nueva era verdaderamente científica en la historia de la química y una serie de ciencias relacionadas: en lugar de información dispersa sobre elementos y compuestos, apareció un sistema armonioso, a partir del cual fue posible generalizar, sacar conclusiones y prever.

La ley periódica es una ley fundamental de la naturaleza, descubierta por D.I. Mendeleev en 1869 al comparar las propiedades de los elementos químicos conocidos en ese momento y los valores de sus masas atómicas. Definiciones

La ley periódica fue formulada por D.I. Mendeleev en la siguiente forma (1871): "Las propiedades de los cuerpos simples, así como las formas y propiedades de los compuestos de elementos, y por tanto las propiedades de los cuerpos simples y complejos que forman, dependen periódicamente de su peso atómico".

Con el desarrollo de la física atómica y la química cuántica, la Ley Periódica recibió una base teórica rigurosa. Gracias a los trabajos clásicos de J. Rydberg (1897), A. Van den Bruck (1911), G. Moseley (1913), se reveló el significado físico del número ordinal (atómico) de un elemento. Más tarde, se creó un modelo mecánico-cuántico para el cambio periódico en la estructura electrónica de los átomos de los elementos químicos a medida que aumentaban las cargas de sus núcleos (N. Bohr, W. Pauli, E. Schrödinger, W. Heisenberg y otros).

Actualmente, la Ley Periódica de D.I. Mendeleev tiene la siguiente formulación: "Las propiedades de los elementos químicos, así como las formas y propiedades de las sustancias simples y los compuestos formados por ellos, dependen periódicamente de la magnitud de las cargas de los núcleos de sus átomos".

La peculiaridad de la Ley Periódica, entre otras leyes fundamentales, es que no tiene expresión en forma de ecuación matemática. La expresión gráfica (tabular) de la ley es la Tabla Periódica de Elementos desarrollada por Mendeleev.

La ley periódica es universal para el Universo: como señaló figuradamente el famoso químico ruso ND Zelinsky, la ley periódica fue "el descubrimiento de la conexión mutua de todos los átomos del universo".

En los átomos de muchos electrones, como en el átomo de hidrógeno, el estado de cada electrón se puede caracterizar por números cuánticos. La repulsión electrón-electrón lleva al hecho de que la energía de los electrones que tienen el mismo valor de n, pero diferentes valores de l, se vuelve diferente. La secuencia de llenado de los subniveles está determinada por el principio de mínima energía, el principio de Pauli y la regla de Hund.
Principio de mínima energía: el llenado de AO con electrones ocurre en el orden en que aumenta su energía. Se ha establecido un diagrama de energía para varios AO en muchos átomos neutros en el estado fundamental (con la energía más baja). Regla de Klechkovsky: La energía AO aumenta según. con n + l creciente. Con el mismo valor de la suma, la energía es menor para AO con un valor menor de n.
Principio de Pauli: en el átomo no m. 2 e con el mismo valor de 4 números cuánticos. Este conjunto de valores determina completamente el estado de energía e.2 e ubicados en el mismo AO se denominan pareados. El número total de orbitales por en. daño con zn. n \u003d n * 2. Por lo tanto, capacidad electrónica máxima \u003d 2n * 2.
Regla de cien determina la secuencia de llenado del AO e dentro de un subnivel y lee: A un valor dado de l (dentro de 1 subnivel), los electrones están ubicados en el estado fundamental, de modo que el valor del espín total del átomo es máximo (el número de e no apareados debe ser máximo en el subnivel).
Distribución de e por descomp. AO se denomina configuración e del átomo. Correo electrónico configuración con la energía más baja corresponde al estado fundamental del átomo, las configuraciones restantes están relacionadas con estados excitados. La EC de un átomo se representa de 2 formas: en forma de fórmulas e y diagramas gráficos e. Al escribir fórmulas e, use n y l. El subnivel se indica con n y l (letra). El número e en el subnivel caracteriza al superíndice. Por ejemplo, para el estado fundamental del átomo de hidrógeno: en el caso de los diagramas gráficos electrónicos, la distribución de e sobre subniveles se representa en forma de células cuánticas. El orbital generalmente se representa como un cuadrado, cerca de un gato. marcado subnivel. Los subniveles de cada nivel deben ligeramente desplazado en altura (la energía es diferente). Los electrones se representan contra. flechas en vuelo estacionario. sobre el valor del espín Teniendo en cuenta la estructura de la CE de los átomos, todos los conocidos El. De acuerdo con el valor del número cuántico orbital del último subnivel llenado, se puede dividir en 4 grupos: elementos s, p, dy f.
En algunos se observan desviaciones de la regla n + l. elementos: esto se debe al hecho de que con un aumento en el número cuántico principal, las diferencias entre las energías de los subniveles disminuyen.

15. nucleones, estructura nuclear, fuerzas nucleares, sus características.

Núcleo atómico - la parte central del átomo, en la que se concentra su masa (más del 99,9%). El núcleo está cargado positivamente, la carga nuclear determina el elemento químico al que pertenece el átomo. Los tamaños de los núcleos de varios átomos son varios femtómetros, que es más de 10 mil veces más pequeño que el tamaño del átomo en sí.

Los núcleos atómicos son estudiados por la física nuclear.

El núcleo atómico consta de nucleones: protones cargados positivamente y neutrones neutros, que están unidos entre sí mediante fuertes interacciones. El protón y el neutrón tienen su propio momento angular (espín) igual a [ch 1] y el momento magnético asociado.

Las fuerzas nucleares son las fuerzas de atracción de cualquier par de nucleones.

 La interacción nuclear pertenece a la categoría de interacción fuerte. Como resultado, la energía nuclear causada por tal interacción es muy grande y supera la energía eléctrica, digamos, en átomos, millones de veces.

 Las fuerzas nucleares son de corto alcance, mientras que las fuerzas eléctricas y magnéticas entre partículas elementales son de largo alcance. Qué significa eso? Esto significa que las fuerzas nucleares tienen un radio de acción limitado y este radio es muy pequeño (del orden de cm; recuerde que el tamaño de un átomo es del orden de cm). Más allá de sus límites, la interacción de nucleones disminuye drásticamente de acuerdo con la ley exponencial. Por el contrario, la interacción electromagnética entre partículas disminuye con la distancia de acuerdo con la ley de los cuadrados inversos y se llama de largo alcance.

 Las fuerzas nucleares tienen independencia de carga, es decir, las fuerzas entre protones, entre neutrones y entre protones y neutrones son las mismas.

 Las fuerzas nucleares tienen la denominada propiedad de saturación (las fuerzas interatómicas en las moléculas tienen una propiedad similar). La esencia de esta propiedad es que cada nucleón del núcleo puede tener un número limitado de vecinos. Cuando este número alcanza el límite, otros nucleones son, por así decirlo, desplazados del rango de acción de la atracción nuclear del nucleón dado. Como resultado de esta propiedad y la corta acción de las fuerzas nucleares, el volumen del núcleo crece en proporción al número de nucleones que contiene. Esta es una circunstancia muy importante y se puede utilizar para construir un modelo de kernel.

 Cualquier interacción entre partículas en física es causada por un determinado campo. Por ejemplo, la interacción electromagnética se debe al campo electromagnético, y este campo en la teoría cuántica corresponde a partículas: fotones. Desde el punto de vista de los fotones, la interacción entre partículas cargadas (por ejemplo, entre electrones) se considera un intercambio virtual (posible) de fotones: un electrón, por así decirlo, emite un fotón, y el otro, vecino, lo absorbe, y viceversa. Tal intercambio de fotones se denomina virtual y no real, ya que se le impide realizar en realidad la ley de conservación de la energía. El concepto de intercambio de partículas se introduce a partir de consideraciones puramente formales: las relaciones mecánicas cuánticas que caracterizan las interacciones se construyen como si tuviera lugar un intercambio de fotones entre partículas.

16. Energía de comunicación, fórmula semi-empírica para la comunicación.

Energía de comunicación (para un estado dado del sistema) - la diferencia entre la energía total del estado ligado de un sistema de cuerpos o partículas y la energía de un estado en el que estos cuerpos o partículas están infinitamente distantes entre sí y están en reposo:

donde es la energía de enlace de los componentes en un sistema de i componentes (partículas), es la energía total del i-ésimo componente en un estado libre (una partícula en reposo infinitamente distante) y es la energía total del sistema enlazado.

Para un sistema que consta de partículas en reposo infinitamente distantes, la energía de enlace se considera cero, es decir, cuando se forma un estado ligado, se libera energía. La energía de enlace es igual al trabajo mínimo que debe gastarse para descomponer el sistema en las partículas que lo constituyen y caracteriza la estabilidad del sistema: cuanto mayor es la energía de enlace, más estable es el sistema.

Para los electrones de valencia (electrones de las capas externas de electrones) de los átomos neutros en el estado fundamental, la energía de enlace coincide con la energía de ionización, para los iones negativos, con afinidad electrónica.

La energía del enlace químico de una molécula diatómica corresponde a la energía de su disociación térmica es del orden de cientos de kJ / mol.

La energía de enlace de los hadrones de un núcleo atómico está determinada por la fuerte interacción. Para núcleos ligeros, es ~ 0,8 MeV por nucleón.

En el modelo de la gota, el núcleo se considera como una gota esférica de un fluido nuclear cargado incompresible con radio R \u003d r 0 A 1/3. Es decir, las energías de masa, superficie y Coulomb se tienen en cuenta en la energía de enlace del núcleo. Además, se tienen en cuenta la energía de simetría y la energía de emparejamiento, que van más allá de las representaciones puramente de gota. En el marco de este modelo, es posible obtener la fórmula semiempírica de Weizsacker para la energía de enlace del núcleo.

E sv (A, Z) \u003d a 1 A - a 2 A 2/3 - a 3 Z 2 / A 1/3 - a 4 (A / 2 - Z) 2 / A + a 5 A -3/4.

El primer término en la energía de enlace de un núcleo similar a una gota de líquido es proporcional al número de masa A y describe la constancia aproximada de la energía de enlace específica de los núcleos.
El segundo término es que la energía superficial del núcleo disminuye la energía de enlace total, ya que los nucleones en la superficie tienen menos enlaces que las partículas dentro del núcleo. Es análogo a la tensión superficial.
El tercer término en la energía de enlace se debe a la interacción de Coulomb de los protones. En el modelo de la gota, se supone que la carga eléctrica de los protones se distribuye uniformemente dentro de una esfera de radio R \u003d r 0 A 1/3.
El cuarto término: la energía de simetría nuclear refleja la tendencia hacia la estabilidad de los núcleos con N \u003d Z.
El quinto término: la energía de emparejamiento tiene en cuenta la mayor estabilidad de los estados fundamentales de los núcleos con un número par de protones y / o neutrones.
Los coeficientes a 1, a 2, a 3, a 4 y a 5 incluidos en la fórmula se estiman a partir de datos experimentales sobre las energías de enlace de los núcleos, lo que da

a 1 \u003d 15,75 MeV; a 2 \u003d 17,8 MeV; a 3 \u003d 0,71 MeV; a 4 \u003d 94,8 MeV;

17. Desintegraciones alfa y beta, la ley de la desintegración radiactiva.

Decaimiento beta - el tipo de desintegración radiactiva causada por una interacción débil y cambiando la carga nuclear en una. En este caso, el núcleo puede emitir una partícula beta (electrón o positrón). En el caso de la emisión de un electrón, se llama "beta menos" (), y en el caso de la emisión de un positrón, se llama "beta más desintegración" (). Además de las desintegraciones en U, las desintegraciones beta también incluyen la captura de electrones, cuando el núcleo captura un electrón atómico. En todos los tipos de desintegración beta, el núcleo emite un neutrino electrónico (desintegración, captura de electrones) o antineutrino (desintegración).

Mecanismo de descomposición

En la desintegración β, una interacción débil convierte un neutrón en un protón, mientras que se emiten un electrón y un antineutrino:

A un nivel fundamental (mostrado en el diagrama de Feynman), esto se debe a la transformación de un quark d en un quark u con la emisión de un bosón W.

En descomposición, un protón se convierte en neutrón, positrón y neutrino:

Por lo tanto, a diferencia de -decaer, -decaer no puede ocurrir en ausencia de energía externa, ya que la masa del

un neutrón es mayor que la masa de un protón. -decaer solo puede ocurrir dentro de los núcleos, donde el valor absoluto de la energía de enlace del núcleo hijo es mayor que la energía de enlace del núcleo principal. La diferencia entre estas dos energías entra en la transformación de un protón en un neutrón, un positrón y un neutrino, y la energía cinética de las partículas resultantes.

En todos los casos en que la descomposición β + es energéticamente posible (y un protón es parte de un núcleo con capas de electrones), se acompaña de un proceso de captura de electrones, en el que un átomo de un átomo es capturado por un núcleo con la emisión de neutrinos:

Pero si la diferencia entre las masas de los átomos inicial y final es pequeña (menos del doble de la masa de un electrón, es decir, 1022 keV), entonces la captura de electrones ocurre sin ir acompañada de un proceso competitivo de desintegración de positrones; este último en este caso está prohibido por la ley de conservación de energía.

Cuando un protón y un neutrón forman parte de un núcleo atómico, estos procesos de desintegración convierten un elemento químico en otro. Por ejemplo:

(decaer),

(decaer),

(captura electrónica).

La desintegración beta no cambia la cantidad de nucleones en el núcleo UNA, pero solo cambia su carga Z... Por tanto, un conjunto de todos los nucleidos con el mismo UNA; estas isobárico los nucleidos pueden transformarse entre sí durante la desintegración beta. Entre ellos, algunos nucleidos (al menos uno) son beta-estables, ya que representan mínimos locales de exceso de masa: si dicho núcleo tiene ( UNA, Z) números, granos vecinos ( UNA, Z−1) y ( UNA,Z+1) tienen un exceso de masa mayor y pueden descomponerse a través de la descomposición beta en ( UNA, Z), pero no al revés. Cabe señalar que un núcleo beta estable puede sufrir otros tipos de desintegración radiactiva (desintegración alfa, por ejemplo). La mayoría de los isótopos que ocurren naturalmente en la Tierra son beta-estables, pero hay algunas excepciones con vidas medias tan largas que no han desaparecido en los aproximadamente 4.500 millones de años que han pasado desde la nucleosíntesis. Por ejemplo, 40 K, que sufre los tres tipos de desintegración beta (beta menos, beta más y captura de electrones), tiene una vida media de 1,277 · 10 9 años.

La desintegración beta puede verse como una transición impulsada por perturbaciones entre dos estados de la mecánica cuántica, por lo que obedece a la regla de oro de Fermi.

Decaimiento alfa, un tipo de desintegración radiactiva del núcleo, que da como resultado la emisión de una partícula alfa. En este caso, el número másico disminuye en 4 y el número atómico, en 2. La desintegración alfa se observa solo en núcleos pesados \u200b\u200b(el número atómico debe ser mayor que 82, el número másico debe ser mayor que 200). Una partícula alfa experimenta una transición de túnel a través de la barrera de Coulomb en el núcleo, por lo que la desintegración alfa es un proceso esencialmente cuántico. Dado que la probabilidad del efecto túnel depende exponencialmente de la altura de la barrera, la vida media de los núcleos alfa activos crece exponencialmente con la energía decreciente de la partícula alfa (este hecho es el contenido de la ley de Geiger-Nettall). A una energía de partícula alfa inferior a 2 MeV, la vida útil de los núcleos alfa activos excede significativamente la vida útil del Universo. Por lo tanto, aunque la mayoría de los isótopos naturales más pesados \u200b\u200bque el cerio son en principio capaces de descomponerse a través de este canal, solo unos pocos de ellos han registrado tal descomposición.

La velocidad de salida de la partícula alfa es 9400 (Nd-144) -23700 (Po-212m) km / s. En términos generales, la fórmula de desintegración alfa se ve así:

Un ejemplo de desintegración alfa para el isótopo 238 U:

La desintegración alfa se puede ver como el caso límite de la desintegración de los racimos.

18. Reacciones nucleares, reacciones de fisión nuclear.

Reacción nuclear - el proceso de formación de nuevos núcleos o partículas en colisiones de núcleos o partículas. Por primera vez, Rutherford observó una reacción nuclear en 1919, bombardeando los núcleos de átomos de nitrógeno con partículas alfa; se registró por la aparición de partículas ionizantes secundarias que tenían un rango en el gas mayor que el rango de partículas alfa e identificadas como protones. Posteriormente, se obtuvieron fotografías de este proceso utilizando la cámara Wilson.

Según el mecanismo de interacción, las reacciones nucleares se dividen en dos tipos:

§ Reacciones con la formación de un núcleo compuesto, este es un proceso de dos etapas que ocurre a una energía cinética no muy alta de partículas en colisión (hasta aproximadamente 10 MeV).

§ reacciones nucleares directas que tienen lugar tiempo nuclearrequerido para que la partícula cruce el núcleo. Este mecanismo se manifiesta principalmente a altas energías de las partículas bombardeadoras.

Si después de la colisión los núcleos y partículas originales se conservan y no nacen otros nuevos, entonces la reacción es de dispersión elástica en el campo de fuerzas nucleares, acompañada solo por la redistribución de la energía cinética y el momento de la partícula y el núcleo objetivo y se llama dispersión potencial .

Fisión nuclear - el proceso de dividir un núcleo atómico en dos (menos a menudo tres) núcleos con masas cercanas, llamados fragmentos de fisión. Como resultado de la fisión, también pueden surgir otros productos de reacción: núcleos ligeros (principalmente partículas alfa), neutrones y gamma quanta. La fisión es espontánea (espontánea) y forzada (como resultado de la interacción con otras partículas, principalmente con neutrones). La fisión de núcleos pesados \u200b\u200bes un proceso exotérmico, como resultado del cual se libera una gran cantidad de energía en forma de energía cinética de productos de reacción, así como radiación. La fisión nuclear es una fuente de energía en reactores nucleares y armas nucleares.

Reacción de fisión nuclear - el proceso de dividir un núcleo atómico en dos (menos a menudo tres) núcleos con masas cercanas, llamados fragmentos de fisión. Como resultado de la fisión, también pueden surgir otros productos de reacción: núcleos ligeros (principalmente partículas alfa), neutrones y gamma quanta. La fisión puede ser espontánea (espontánea) y forzada (como resultado de la interacción con otras partículas, principalmente con neutrones). La fisión de núcleos pesados \u200b\u200bes un proceso exoenergético, como resultado del cual se libera una gran cantidad de energía en forma de energía cinética de productos de reacción, así como radiación.

La fisión nuclear sirve como fuente de energía en reactores nucleares y armas nucleares.

19. Reacción en cadena, sus características.

Reacción en cadena - una reacción química y nuclear en la que la aparición de una partícula activa (un radical libre o un átomo en una sustancia química, un neutrón en un proceso nuclear) provoca un gran número (cadena) de transformaciones sucesivas de moléculas o núcleos inactivos. Los radicales libres y muchos átomos, a diferencia de las moléculas, tienen valencias insaturadas libres (electrón desapareado), lo que conduce a su interacción con las moléculas originales. Cuando un radical libre (R) choca con una molécula, uno de los enlaces de valencia de esta última se rompe y, por lo tanto, como resultado de la reacción, se forma un nuevo radical libre que, a su vez, reacciona con otra molécula: se produce una reacción en cadena.

Las reacciones en cadena en química incluyen oxidación (combustión, explosión), agrietamiento, polimerización y otras que se utilizan ampliamente en las industrias química y petrolera.

En una reacción en cadena nuclear (que se llama así por analogía con una química), las partículas activas son neutrones, que inician uno de los tipos de reacciones nucleares: la fisión nuclear. Una reacción en cadena nuclear es la base de la energía nuclear y las armas nucleares.

20. Reacción termonuclear.

Reacción termonuclear - la fusión de dos núcleos atómicos con la formación de un nuevo núcleo más pesado, debido a la energía cinética de su movimiento térmico.

Para una reacción de fusión nuclear, los núcleos iniciales deben tener una energía cinética relativamente alta, ya que experimentan repulsión electrostática ya que están cargados positivamente con el mismo nombre.

Según la teoría cinética, la energía cinética de las micropartículas en movimiento de una sustancia (átomos, moléculas o iones) se puede representar en forma de temperatura y, por tanto, al calentar la sustancia, se puede lograr una reacción de fusión nuclear.

Las reacciones nucleares de nucleosíntesis natural en estrellas se desarrollan de manera similar.

Las reacciones de fusión entre los núcleos de elementos ligeros hasta el hierro se producen de forma exoenergética, lo que se asocia a la posibilidad de utilizarlos en ingeniería energética en el caso de resolver el problema del control de la fusión termonuclear.

En primer lugar, entre ellos, cabe destacar la reacción entre dos isótopos (deuterio y tritio) del hidrógeno, que es muy común en la Tierra, como resultado de lo cual se forma helio y se libera un neutrón. La reacción se puede escribir como:

+ energía (17,6 MeV).

La energía liberada (que surge del hecho de que el helio-4 tiene enlaces nucleares muy fuertes) se convierte en energía cinética, la mayor parte de la cual, 14,1 MeV, es transportada por el neutrón como una partícula más ligera. El núcleo resultante está fuertemente unido, por lo que la reacción es tan fuertemente exoenergética. Esta reacción se caracteriza por tener la barrera de Coulomb más baja y un alto rendimiento; por lo tanto, es de particular interés para la fusión termonuclear controlada.

La reacción termonuclear también se usa en armas termonucleares.

Información similar.

La tabla periódica de elementos es una de las generalizaciones más valiosas de la química. Es, por así decirlo, una sinopsis de la química de todos los elementos, un gráfico mediante el cual se pueden leer las propiedades de los elementos y sus compuestos. El sistema permitió aclarar la posición, los valores de las masas atómicas, el valor de la valencia de algunos elementos. Sobre la base de la tabla, fue posible predecir la existencia y propiedades de elementos no descubiertos. Mendeleev formuló la ley periódica y propuso su representación gráfica, pero en ese momento era imposible determinar la naturaleza de la periodicidad. El significado de la ley periódica se reveló más tarde, en relación con los descubrimientos sobre la estructura del átomo.

1. ¿En qué año se descubrió la ley periódica?

2. ¿Qué tomó Mendeleev como base para la sistematización de los elementos?

3. ¿Cómo dice la ley descubierta por Mendeleev?

4. ¿Cuál es la diferencia con la redacción moderna?

5. ¿Qué se llama orbital atómico?

6. ¿Cómo cambian las propiedades en períodos?

7. ¿Cómo se dividen los períodos?

8. ¿Qué se llama grupo?

9. ¿Cómo se dividen los grupos?

10. ¿Qué tipo de electrones conoces?

11. ¿Cómo se produce el llenado de los niveles de energía?

Conferencia número 4: Valencia y estado de oxidación. La frecuencia de cambio de propiedades.

El origen del concepto de valencia. La valencia de los elementos químicos es una de sus propiedades más importantes. El concepto de valencia fue introducido en la ciencia por E. Frankland en 1852. Al principio, el concepto era puramente estequiométrico y se seguía de la ley de equivalentes. El significado del concepto de valencia surgió de una comparación de los valores de masa atómica y el equivalente de elementos químicos.

Con el establecimiento de conceptos atómico-moleculares, el concepto de valencia adquirió un cierto significado estructural y teórico. La valencia comenzó a entenderse como la capacidad de un átomo de un elemento dado para unirse a sí mismo un número particular de átomos de otro elemento químico. La capacidad correspondiente del átomo de hidrógeno se tomó como la unidad de valencia, ya que la relación entre la masa atómica del hidrógeno y su equivalente es igual a la unidad. Por lo tanto, la valencia de un elemento químico se definió como la capacidad de su átomo para unir un cierto número de átomos de hidrógeno. Si un elemento dado no formó compuestos con hidrógeno, su valencia se definió como la capacidad de su átomo para reemplazar uno u otro número de átomos de hidrógeno en sus compuestos.

Este concepto de valencia se confirmó para los compuestos más simples.

Sobre la base del concepto de valencia de elementos, surgió el concepto de valencia de grupos enteros. Entonces, por ejemplo, al grupo OH, ya que unió un átomo de hidrógeno o reemplazó un átomo de hidrógeno en sus otros compuestos, se le asignó una valencia igual a uno. Sin embargo, el concepto de valencia perdió su singularidad cuando se trataba de compuestos de mayor complejidad. Entonces, por ejemplo, en el peróxido de hidrógeno H 2 O 2, la valencia del oxígeno debe reconocerse como igual a la unidad, ya que en este compuesto hay un átomo de hidrógeno por cada átomo de oxígeno. Sin embargo, se sabe que cada átomo de oxígeno en H 2 O 2 está conectado con un átomo de hidrógeno y un grupo OH monovalente, es decir, el oxígeno es divalente. De manera similar, la valencia del carbono en el etano C 2 H 6 debe reconocerse como igual a tres, ya que en este compuesto hay tres átomos de hidrógeno por cada átomo de carbono, pero dado que cada átomo de carbono está conectado a tres átomos de hidrógeno y un grupo CH 3 monovalente, la valencia carbono en C 2 H 6 es igual a cuatro.

Cabe señalar que al formar ideas sobre la valencia de los elementos individuales, estas circunstancias complicadas no se tuvieron en cuenta, sino que solo se tuvo en cuenta la composición de los compuestos más simples. Pero incluso al mismo tiempo, resultó que para muchos elementos la valencia en diferentes compuestos no es la misma. Esto fue especialmente notorio para los compuestos de algunos elementos con hidrógeno y oxígeno, en los que se manifestaron distintas valencias. Entonces, en combinación con el hidrógeno, la valencia del azufre era igual a dos, y con el oxígeno, seis. Por lo tanto, comenzaron a distinguir entre valencia de hidrógeno y valencia de oxígeno.

Posteriormente, en relación con la idea de que en los compuestos algunos átomos están polarizados positivamente, mientras que otros son negativos, el concepto de valencia en los compuestos de oxígeno e hidrógeno fue reemplazado por el concepto de valencia positiva y negativa.

También se manifestaron diferentes valores de valencia para los mismos elementos en sus diferentes compuestos con oxígeno. En otras palabras, los mismos elementos pudieron exhibir diferentes valencias positivas. Así apareció el concepto de valencia positiva variable de algunos elementos. En cuanto a la valencia negativa de los elementos no metálicos, como regla, resultó ser constante para los mismos elementos.

Se encontraron la mayoría de elementos que mostraban valencia positiva variable. Sin embargo, cada uno de estos elementos se caracterizó por su máxima valencia. Esta valencia máxima se llama característica.

Posteriormente, en conexión con el surgimiento y desarrollo de la teoría electrónica de la estructura del átomo y los enlaces químicos, la valencia comenzó a asociarse con el número de electrones que pasan de un átomo a otro, o con el número de enlaces químicos que surgen entre átomos en el proceso de formación de un compuesto químico.

Electrovalencia y covalencia. La valencia positiva o negativa de un elemento es más fácil de determinar si dos elementos formaron un compuesto iónico: se creía que el elemento cuyo átomo se convirtió en un ion cargado positivamente mostraba una valencia positiva, y el elemento cuyo átomo se convirtió en un ion cargado negativamente - negativo. El valor numérico de la valencia se consideró igual al valor de la carga iónica. Dado que los iones en los compuestos se forman a través de la donación y la unión de electrones por los átomos, la cantidad de carga de iones está determinada por la cantidad de electrones donados (positivos) y unidos (negativos) por los átomos. De acuerdo con esto, la valencia positiva de un elemento se midió por el número de electrones que le donó el átomo, y la valencia negativa se midió por el número de electrones unidos a este átomo. Así, dado que la valencia se midió por la magnitud de la carga eléctrica de los átomos, se la llamó electrovalencia. También se le llama valencia iónica.

Entre los compuestos químicos, están aquellos en cuyas moléculas los átomos no están polarizados. Evidentemente, para ellos el concepto de electrovalencia positiva y negativa es inaplicable. Si la molécula está compuesta por átomos de un elemento (sustancias elementales), el concepto habitual de valencia estequiométrica pierde su significado. Sin embargo, para evaluar la capacidad de los átomos para unir un número particular de otros átomos, comenzaron a utilizar el número de enlaces químicos que surgen entre un átomo dado y otros átomos durante la formación de un compuesto químico. Dado que estos enlaces químicos, que son pares de electrones que pertenecen simultáneamente a ambos átomos conectados, se denominan covalentes, la capacidad de un átomo para formar uno u otro número de enlaces químicos con otros átomos se denomina covalencia. Para establecer la covalencia, se utilizan fórmulas estructurales, en las que los enlaces químicos se representan mediante guiones.

Estado de oxidación y número de oxidación. En las reacciones de formación de compuestos iónicos, la transición de electrones de algunos átomos o iones que reaccionan a otros se acompaña de un cambio correspondiente en la magnitud o el signo de su electrovalencia. Con la formación de compuestos de naturaleza covalente, tal cambio en el estado electrovalente de los átomos en realidad no ocurre, pero solo se produce una redistribución de enlaces electrónicos y la valencia de las sustancias que reaccionan inicialmente no cambia. Actualmente, para caracterizar el estado de un elemento en conexiones, se introduce un concepto condicional estado de oxidación... La expresión numérica del estado de oxidación se llama número oxidativo.

El número de átomos oxidantes puede tener valores positivos, cero y negativos. Un número de oxidación positivo está determinado por el número de electrones extraídos de un átomo dado, y un número de oxidación negativo está determinado por el número de electrones atraídos por un átomo dado. El número de oxidación se puede asignar a cada átomo en cualquier sustancia, para lo cual debe guiarse por las siguientes reglas simples:

1. El número de átomos oxidantes en cualquier sustancia elemental es igual a cero.

2. El número de oxidantes de iones elementales en sustancias de naturaleza iónica es igual a los valores de las cargas eléctricas de estos iones.

3. El número de átomos oxidantes en compuestos de naturaleza covalente se determina mediante el cálculo condicional de que cada electrón extraído de un átomo le da una carga igual a +1, y cada electrón atraído, una carga igual a -1.

4. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos de cualquier compuesto es cero.

5. El átomo de flúor en todos sus compuestos con otros elementos tiene un número de oxidación de –1.

La determinación del estado de oxidación está asociada al concepto de electronegatividad de los elementos. Otra regla se formula utilizando este concepto.

6. En los compuestos, el número oxidativo es negativo para los átomos de elementos con mayor electronegatividad y positivo para los átomos de elementos con menor electronegatividad.

Por tanto, el concepto de estado de oxidación ha sustituido al concepto de electrovalencia. En este sentido, parece inapropiado utilizar el concepto de covalencia. Para caracterizar elementos, es mejor utilizar el concepto de valencia, definiéndolo por el número de electrones usados \u200b\u200bpor un átomo dado para formar pares de electrones, independientemente de si son atraídos por un átomo dado o, por el contrario, se alejan de él. Entonces la valencia se expresará como un número sin signo. A diferencia de la valencia, el estado de oxidación está determinado por el número de electrones extraídos de un átomo dado (positivo o atraído por él) negativo. En muchos casos, los valores aritméticos de valencia y estado de oxidación coinciden, esto es bastante natural. En algunos casos, los valores numéricos de valencia y estado de oxidación difieren entre sí. Entonces, por ejemplo, en moléculas de halógenos libres, la valencia de ambos átomos es igual a uno y el estado de oxidación es cero. En las moléculas de oxígeno y peróxido de hidrógeno, la valencia de ambos átomos de oxígeno es dos, y su estado de oxidación en la molécula de oxígeno es cero, y en la molécula de peróxido de hidrógeno, menos uno. En las moléculas de nitrógeno e hidrazina, N 4 H 2, la valencia de ambos átomos de nitrógeno es tres, y el estado de oxidación en la molécula de nitrógeno elemental es cero y en la molécula de hidracina menos dos.

Evidentemente, la valencia caracteriza a los átomos que sólo se incluyen en la composición de cualquier compuesto, al menos homonucleares, es decir, que consisten en átomos de un elemento; no tiene sentido hablar de la valencia de átomos individuales. El estado de oxidación, sin embargo, caracteriza el estado de los átomos tanto incluidos en cualquier compuesto como existentes por separado.

Preguntas para arreglar el tema:

1. ¿Quién introdujo el concepto de "valencia"?

2. ¿Qué se llama valencia?

3. ¿Cuál es la diferencia entre valencia y estado de oxidación?

4. ¿Qué es la valencia?

5. ¿Cómo se determina el estado de oxidación?

6. ¿El estado de valencia y oxidación de un elemento es siempre igual?

7. ¿Por qué elemento se determina la valencia de un elemento?

8. ¿Qué caracteriza la valencia de un elemento y cuál es el estado de oxidación?

9. ¿Puede ser negativa la valencia de un elemento?

Clase # 5: La velocidad de una reacción química.

Reacciones químicas puede variar significativamente en el tiempo de flujo. Una mezcla de hidrógeno y oxígeno a temperatura ambiente puede permanecer prácticamente sin cambios durante mucho tiempo, pero se producirá una explosión por impacto o ignición. La placa de hierro se oxida lentamente y un trozo de fósforo blanco se enciende espontáneamente en el aire. Es importante saber qué tan rápido procede esta o aquella reacción para poder controlar su curso.