Периодический закон и периодическая таблица элементов Д.И.Менделеева

 Далее Менделеев  указывает на то, что было сделано много попыток "открыть законность в тех отношениях, какие замечаются в рядах элементов, принадлежащих к одной группе".

 Приёмы  определения величины атомных весов  Дмитрий  Иванович  считает незыблемыми и несомненными, так что не возникает сомнений в величине истинного атомного веса для большинства элементов, особенно для тех, теплоёмкость которых в свободном состоянии уже определена.

 Тем не менее  для подавляющего большинства элементов  атомные веса были установлены в  общем правильно, что позволило Менделееву расположить эти элементы в последовательные ряды по величине атомных весов и открыть периодический закон.

 Таким образом, у Менделеева была твёрдая уверенность  в фундаментальности свойства атомного веса и в истинности атомных весов  большинства элементов.

 Работая над своей 1-ой статьёй о периодическом  законе Дмитрий  Иванович составил несколько вариантов периодической системы с целью рассмотреть открытую им закономерность с различных сторон и в различных её проявлениях.

 Появляется  несколько вариантов системы  элементов:

 1. "Опыт  системы элементов"

 2. Второй  вариант периодической системы  элементов.

 3. Третий  вариант  мало чем отличается от предыдущего; только здесь группы расположены не горизонтальными, а вертикальными столбцами.

 4. Четвёртый  по счёту её вариант получался  из "Опыта системы элементов" путём "отсечения" H и семи "сомнительных элементов" и переноса оставшихся двух нижних строк элементов на самый верх таблицы. Такой вариант системы элементов можно назвать "длинной" таблицей с растянутыми малыми периодами. Итак, всё содержание статьи "соотношение свойств с атомным весом элементов" неоспоримо свидетельствует о том, что в этой статье Менделеев отразил, обобщил и подытожил тот путь, каким он шёл в день 17 февраля 1869 г. при создании периодической системы элементов. Первая статья Менделеева была посвящена только что открытому периодическому закону. Эта статья была написана в течение 11 дней с 18 по 28 февраля, и не позднее 1 марта 1869 г. была передана редактору "Русского химического общества". А сейчас рассмотри по одному элементу из каждой группы. 

   Путешествие по группам периодической системы Менделеева 

 1. Литий Li - химический элемент I группы периодической системы Менделеева; атомный номер 3, атомная масса 6,94; относится к щелочным металлам.

 Физические  свойства. Li самый лёгкий (p=0,53 г/см?) из металлов, почти вдвое легче  воды. Он серебристо-белого цвета, с  ярким металлическим блеском.( Tплав = 180,5°С, Tкип=1317°С). Литий мягок, легко режется ножом. На воздухе быстро тускнеет, соединяясь с кислородом. Степень окисления   равна 2.

 Химические  свойства. Литий взаимодействует  с водой, образуя щёлочь LiOH, при  этом он не воспламеняется. Зато с азотом , углеродом, водородом  литий реагирует легче других металлов.

 Некоторые соли лития (карбонат, фторид и др.) в отличие от аналогичных солей его соседей плохо растворяются в воде.

 2. Бериллий Be - химический  элемент II группы периодической системы Менделеева; атомный номер 4, атомная масса 9,012.

 Долгое  время многие химики считали, что Be - трёхвалентный металл с атомной  массой 13,8. Для такого металла не находилось места в периодической  системе и тогда, несмотря на очевидное сходство Be с Al, Менделеев поместил этот элемент во II группу, изменив его атомную массу на 9. Вскоре шведские учёные нашли, что атомная масса Be = 9,01 и это соответствовало предположению Менделеева.

 Физические  свойства. Чистый Be - светло-серый, лёгкий(p=1,85 г/см?), твёрдый металл.

 Химические  свойства. Бериллий химически активен, атом его легко отдает свои 2 электрона с внешней оболочки. На воздухе Be покрывается оксидной плёнкой BeO, предохраняющий его от коррозии и очень тугоплавкой, а воде - плёнкой Be(OH)2, которая так же защищает металл. Be реагирует серной, соляной и др. кислотами. Легко соединяется с галогенами, серой и углеродом.

 Недостатками  бериллия следует считать его  хрупкость и токсичность. Все  соединения бериллия ядовиты.

 3. Бор  B - химический элемент III группы; атомный номер 5, атомная масса  10,811.

 Физические  свойства. Очень чистый бор бесцветный. Из-за примесей, мелкокристаллический бор обычно бывает тёмно-серого, чёрного  или бурого цвета. Его p=2,3 г/см. Тплав = 2075° С.

 Химические  свойства. При обычной температуре  бор взаимодействует только со фтором, при нагревании - с другими галогенами, кислородом, серой, углеродом, азотом, фосфором, с металлами, а из кислот - с азотной и серной.

 4. Олово  Sn - химический элемент IV группы  периодической системы элементов  Менделеева; атомный номер 50, атомная  масса 118,69.

 Физические  свойства. Олово - это мягкий, легкоплавкий металл.

 Между атомами  олова и свинца нет прочных  ковалентных связей, нет прочной  и металлической связи. Этим и  объясняется своеобразные физические свойства олова. Олово плавится при 232°С.

 5. Азот N - химический элемент V группы; атомный  номер 7, атомная масса 14,007.

 Физический  свойства. Азот - бесцветный газ, состоящий  из молекул N2 и с трудом вступающий в химические реакции. Существует ещё  газообразный азот, имеющий устойчивый приятный золотисто-жёлтый цвет. Он получается в результате электрического разряда  в атмосфере обычного азота. В  замороженном виде такой азот становится голубым.

 При 195,8°С азот превращается в бесцветную жидкость, а при 210,5°С становится похожим на снег или лёд.

 Химические  свойства. Газообразный азот вступает в реакцию весьма неохотно. При  комнатной температуре азот реагирует  только с литием, образуя нитрид Li3N.

 При повышенных температурах азот становится более  активным, особенно а присутствии  катализаторов.

 Химическая  реактивность азота при обычных  условиях объясняется прочностью её молекулы, которая состоит из двух атомов, соединённых друг с другом тремя электронными парами: N=N графическая  формула :N::N: структурная формула.

 Самыми  важными соединениями азота являются аммиак и окислы азота, из них при  дальнейшей обработке можно получить один из наиболее ценных химических продуктов - азотную кислоту.

 6. Сера S - химический элемент VI группы; атомный  номер 16, атомная масса 32,064.

 Сера - это  порошок жёлтого цвета. Есть сера ромбическая и моноклиническая. Третья модификация серы пластическая. Тплав = 119,3°С, Ткип = 444,6°С. p=2,06 г/см. Степень окисления 0, +3, +4 и очень редко +6, -2.

 Химические  свойства. Сера - умеренно- реакционно-способное  вещество, в обычных условиях не взаимодействует с кислородом. При  нагревании на воздухе или в кислороде  она сгорает с образованием оксида SO2. При сгорании S наряду с молекулами SO2 возникает небольшое количество серы SO3. Сера в обычных условиях с Н не соединяется. Лишь при нагревании происходит обратимая реакция.

 Сера  так же взаимодействует с галогенами. Сера с водой и разбавленными  кислотами не взаимодействует. Подобно  другим неметаллам, сера, селен и  теллур окисляются концентрированной  азотной кислотой до соответствующих  кислот. Например, сера до серной кислоты. Сера так же как и О2 взаимодействует  со всеми металлами, кроме золота, платины, иридия, с образованием сульфидов. Эта реакция идёт обычно при нагревании, но с некоторыми металлами без  нагревания.

 7. Фтор F - это химический элемент VII группы; атомный номер 9, атомная масса  18,998; относиться к семейству галогенов.

 Фтор - элемент, расположенный в таблице Менделеева "на полюсе" неметаллических свойств. Это самый активный, самый реакционно-способный  окислитель. Даже кислород окисляется фтором. Химическая активность фтора  такова, что инертные газы (криптон, ксенон, радон), долгое время считавшиеся  не способными к каким-либо химическим реакциям, вступают в соединение с  ним. Фтор реагирует почти со всеми  простыми веществами, кроме гелия, аргона, неона, азота и углерода. Некоторые  из этих реакций имеют характер взрыва. Фтор вступает в реакцию и с  органическими веществами. На практике же используют не сам фтор, а его  некоторые неорганические соединения.

 8. Железо Fe - химический элемент VIII группы; атомный номер 26, атомная масса  55,847.

 Железо - блестящий, серебристо-белый металл, p=7,87 г/см, Тплав = 1539°С, Ткип = 3200°С, его легко обрабатывать, резать, ковать, прокатывать, штамповать. Ему можно предать большую прочность и твёрдость.

 Железо  в соединении может проявлять  разные степени окисления: +2,+3,+6, редко +1,+4 и даже 0. Из соединения двухвалентного железа наиболее известны FeO - оксид  железа(II), а так же сульфид и  галогены.

 Ионы Fe образуются при растворении железа в разбавленных кислотах. А вот в концентрированных  сильных кислотах азотной, серной - железо не растворяется. Практически  не растворяется в щелочах.

 Соли Fe(III) обычно получаются при окислении  оксида солей FE(II). При этом, если реакция  проходит в растворе, цвет раствора меняется. Характерная для Fe светло-зелёная  окраска изменяется на бурую. Соли Fe(III) склонны к гидролизу. Гидрооксиды  двух- и трёхвалентного железа Fe(OH)2 и Fe(OH)3 в воде растворяются плохо. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

 Использованная  литература 

 1. "Летопись  жизни и деятельности Д.И. Менделеева" Академия наук СССР.

 2. "Энциклопедический  словарь юного химика."

 3. "Биография  великих химиков" Кари Хойниг.

 4. "День  одного великого открытия" Кедров  Б.М.

 5. "Пятая  вертикаль периодической системы"  Фадеев Г.Н.

 6. "Путешествие  по шестой группе" Кемчанинова  Г.Л.

 7. "Под  знаком углерода" Вишневский А.Д.

 8. "Периодический  закон и периодическая система  Д.И. Менделеева" Агофошин Н.П.