डी.आई. मेंडेलीव का आवधिक कानून, इसका आधुनिक सूत्रीकरण। डी.आई. मेंडेलीव द्वारा दिए गए कथन से इसका क्या अंतर है? बताएं कि कानून की शब्दावली में इस बदलाव का कारण क्या है? क्या है भौतिक अर्थ आवधिक कानून? गुणों में समय-समय पर होने वाले परिवर्तनों का कारण स्पष्ट कीजिए रासायनिक तत्व. आप आवधिकता की घटना को कैसे समझते हैं?
आवधिक कानून डी.आई. मेंडेलीव द्वारा निम्नलिखित रूप (1871) में तैयार किया गया था: "सरल निकायों के गुण, साथ ही तत्वों के यौगिकों के रूप और गुण, और इसलिए उनके द्वारा बनाए गए सरल और जटिल निकायों के गुण, समय-समय पर होते हैं" उनके परमाणु भार पर निर्भर।"
वर्तमान में, डी. आई. मेंडेलीव के आवधिक कानून में निम्नलिखित सूत्रीकरण है: “रासायनिक तत्वों के गुण, साथ ही उनके द्वारा बनाए गए सरल पदार्थों और यौगिकों के रूप और गुण, समय-समय पर उनके परमाणुओं के नाभिक के आवेशों के परिमाण पर निर्भर होते हैं। ”
अन्य मौलिक कानूनों के बीच आवधिक कानून की ख़ासियत यह है कि इसकी अभिव्यक्ति गणितीय समीकरण के रूप में नहीं होती है। कानून की ग्राफिक (सारणीबद्ध) अभिव्यक्ति मेंडेलीव द्वारा विकसित तत्वों की आवर्त सारणी है।
आवधिक नियम ब्रह्मांड के लिए सार्वभौमिक है: जैसा कि प्रसिद्ध रूसी रसायनज्ञ एन.डी. ज़ेलिंस्की ने लाक्षणिक रूप से कहा, आवधिक कानून "ब्रह्मांड में सभी परमाणुओं के पारस्परिक संबंध की खोज" था।
में वर्तमान स्थितितत्वों की आवर्त सारणी में 10 क्षैतिज पंक्तियाँ (आवर्त) और 8 ऊर्ध्वाधर स्तंभ (समूह) होते हैं। पहली तीन पंक्तियाँ तीन छोटे आवर्त बनाती हैं। बाद की अवधियों में दो पंक्तियाँ शामिल हैं। इसके अलावा, छठे से शुरू होकर, अवधि में लैंथेनाइड्स (छठी अवधि) और एक्टिनाइड्स (सातवीं अवधि) की अतिरिक्त श्रृंखला शामिल होती है।
इस अवधि के दौरान, धात्विक गुणों में कमी और गैर-धात्विक गुणों में वृद्धि देखी गई है। आवर्त का अंतिम तत्व उत्कृष्ट गैस है। प्रत्येक बाद की अवधि एक क्षार धातु से शुरू होती है, अर्थात, जैसे-जैसे तत्वों का परमाणु द्रव्यमान बढ़ता है, परिवर्तन होता है रासायनिक गुणएक आवधिक चरित्र है.
परमाणु भौतिकी और क्वांटम रसायन विज्ञान के विकास के साथ, आवधिक कानून सख्त हो गया सैद्धांतिक आधार. जे. रिडबर्ग (1897), ए. वैन डेन ब्रोक (1911), जी. मोसले (1913) के क्लासिक कार्यों के लिए धन्यवाद, एक तत्व की क्रमिक (परमाणु) संख्या का भौतिक अर्थ सामने आया। बाद में, रासायनिक तत्वों के परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना में आवधिक परिवर्तन के लिए एक क्वांटम मैकेनिकल मॉडल बनाया गया क्योंकि उनके नाभिक के आवेश में वृद्धि हुई (एन. बोह्र, डब्ल्यू. पॉली, ई. श्रोडिंगर, डब्ल्यू. हाइजेनबर्ग, आदि)।
रासायनिक तत्वों के आवधिक गुण
सिद्धांत रूप में, एक रासायनिक तत्व के गुण, बिना किसी अपवाद के, मुक्त परमाणुओं या आयनों की स्थिति में, हाइड्रेटेड या घुलनशील, एक साधारण पदार्थ की स्थिति में, साथ ही इसके कई यौगिकों के रूपों और गुणों को जोड़ते हैं। प्रपत्र. लेकिन आमतौर पर किसी रासायनिक तत्व के गुणों का मतलब होता है, सबसे पहले, उसके मुक्त परमाणुओं के गुण और दूसरे, एक साधारण पदार्थ के गुण। इनमें से अधिकांश गुण रासायनिक तत्वों की परमाणु संख्या पर स्पष्ट आवधिक निर्भरता प्रदर्शित करते हैं। इन गुणों में से, तत्वों और उनके द्वारा बनाए गए यौगिकों के रासायनिक व्यवहार को समझाने या भविष्यवाणी करने में सबसे महत्वपूर्ण और विशेष महत्व हैं:
परमाणुओं की आयनीकरण ऊर्जा;
परमाणुओं की इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ऊर्जा;
वैद्युतीयऋणात्मकता;
परमाणु (और आयनिक) त्रिज्या;
सरल पदार्थों के परमाणुकरण की ऊर्जा
ऑक्सीकरण अवस्थाएँ;
सरल पदार्थों की ऑक्सीकरण क्षमता.
आवधिक नियम का भौतिक अर्थ यह है कि तत्वों के गुणों में आवधिक परिवर्तन समय-समय पर तेजी से उच्च ऊर्जा स्तरों पर नवीनीकृत परमाणुओं की समान इलेक्ट्रॉनिक संरचनाओं के अनुरूप होता है। इनके नियमित परिवर्तन से भौतिक एवं रासायनिक गुण स्वाभाविक रूप से परिवर्तित हो जाते हैं।
परमाणु संरचना के सिद्धांत के निर्माण के बाद आवर्त नियम का भौतिक अर्थ स्पष्ट हो गया।
तो, आवधिक कानून का भौतिक अर्थ यह है कि तत्वों के गुणों में आवधिक परिवर्तन समय-समय पर उच्च ऊर्जा स्तरों पर नवीनीकृत परमाणुओं की समान इलेक्ट्रॉनिक संरचनाओं के अनुरूप होता है। इनके नियमित परिवर्तन से तत्वों के भौतिक एवं रासायनिक गुण स्वाभाविक रूप से बदल जाते हैं।
आवर्त नियम का भौतिक अर्थ क्या है?
ये निष्कर्ष डी.आई. मेंडेलीव के आवधिक कानून के भौतिक अर्थ को प्रकट करते हैं, जो इस कानून की खोज के बाद आधी सदी तक अस्पष्ट रहा।
यह इस प्रकार है कि डी.आई. मेंडेलीव के आवधिक कानून का भौतिक अर्थ प्रमुख क्वांटम संख्या में वृद्धि और उनकी इलेक्ट्रॉनिक संरचना की निकटता के अनुसार तत्वों के एकीकरण के साथ समान इलेक्ट्रॉनिक विन्यास की आवधिक पुनरावृत्ति में शामिल है।
परमाणु संरचना के सिद्धांत से पता चला है कि आवधिक कानून का भौतिक अर्थ यह है कि परमाणु आवेशों में क्रमिक वृद्धि के साथ, परमाणुओं की समान संयोजकता वाली इलेक्ट्रॉनिक संरचनाएँ समय-समय पर दोहराई जाती हैं।
उपरोक्त सभी से, यह स्पष्ट है कि परमाणु की संरचना के सिद्धांत ने डी. आई. मेंडेलीव के आवधिक कानून के भौतिक अर्थ को प्रकट किया और इसके आधार के रूप में इसके महत्व को और भी स्पष्ट रूप से प्रकट किया। इससे आगे का विकासरसायन विज्ञान, भौतिकी और कई अन्य विज्ञान।
परमाणु द्रव्यमान को नाभिक के आवेश से प्रतिस्थापित करना आवधिक नियम के भौतिक अर्थ को प्रकट करने में पहला कदम था, इसके अलावा, गुणों की निर्भरता के आवधिक कार्य की प्रकृति, आवधिकता की घटना के कारणों को स्थापित करना महत्वपूर्ण था। नाभिक के आवेश पर आवर्तों का मान, दुर्लभ पृथ्वी तत्वों की संख्या आदि स्पष्ट करें।
एनालॉग तत्वों के लिए, समान नाम के कोश में इलेक्ट्रॉनों की समान संख्या देखी जाती है विभिन्न अर्थमुख्य क्वांटम संख्या। इसलिए, आवधिक कानून का भौतिक अर्थ मुख्य क्वांटम संख्या के मूल्यों में लगातार वृद्धि के साथ परमाणुओं के समान इलेक्ट्रॉन कोशों के समय-समय पर नवीनीकृत होने के परिणामस्वरूप तत्वों के गुणों में आवधिक परिवर्तन में निहित है।
एनालॉग तत्वों के लिए, प्रमुख क्वांटम संख्या के विभिन्न मूल्यों पर एक ही नाम के ऑर्बिटल्स में इलेक्ट्रॉनों की समान संख्या देखी जाती है। इसलिए, आवधिक कानून का भौतिक अर्थ मुख्य क्वांटम संख्या के मूल्यों में लगातार वृद्धि के साथ परमाणुओं के समान इलेक्ट्रॉन कोशों के समय-समय पर नवीनीकृत होने के परिणामस्वरूप तत्वों के गुणों में आवधिक परिवर्तन में निहित है।
इस प्रकार, परमाणु नाभिक के आवेशों में लगातार वृद्धि के साथ, इलेक्ट्रॉन कोशों का विन्यास समय-समय पर दोहराया जाता है और, परिणामस्वरूप, तत्वों के रासायनिक गुण समय-समय पर दोहराए जाते हैं। यह आवर्त नियम का भौतिक अर्थ है।
डी.आई. मेंडेलीव का आवर्त नियम आधुनिक रसायन विज्ञान का आधार है। परमाणुओं की संरचना के अध्ययन से आवर्त नियम के भौतिक अर्थ का पता चलता है और आवर्त प्रणाली के आवर्त और समूहों में तत्वों के गुणों में परिवर्तन के पैटर्न की व्याख्या होती है। गठन के कारणों को समझने के लिए परमाणुओं की संरचना का ज्ञान आवश्यक है रासायनिक बंध. अणुओं में रासायनिक बंधन की प्रकृति पदार्थों के गुणों को निर्धारित करती है। इसलिए, यह अनुभाग सामान्य रसायन विज्ञान के सबसे महत्वपूर्ण अनुभागों में से एक है।
प्राकृतिक इतिहास आवधिक पारिस्थितिकी तंत्र
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4.1. आवधिक कानून डी.आई. मेंडलीव
आवर्त नियम रासायनिक विज्ञान की सबसे बड़ी उपलब्धि है, जो समस्त आधुनिक रसायन विज्ञान का आधार है। उनकी खोज के साथ, रसायन विज्ञान एक वर्णनात्मक विज्ञान नहीं रह गया; इसमें वैज्ञानिक दूरदर्शिता संभव हो गई।
आवधिक नियम की खोज की गई डी. आई. मेंडेलीव 1869 में, वैज्ञानिक ने इस कानून को इस प्रकार तैयार किया: "सरल निकायों के गुण, साथ ही तत्वों के यौगिकों के रूप और गुण, समय-समय पर तत्वों के परमाणु भार के परिमाण पर निर्भर होते हैं।"
पदार्थ की संरचना के अधिक विस्तृत अध्ययन से पता चला कि तत्वों के गुणों की आवधिकता परमाणु द्रव्यमान से नहीं, बल्कि परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना से निर्धारित होती है।
परमाणु आवेश एक विशेषता है जो परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना और इसलिए तत्वों के गुणों को निर्धारित करती है। इसलिए, आधुनिक सूत्रीकरण में, आवधिक कानून इस तरह लगता है: सरल पदार्थों के गुण, साथ ही तत्वों के यौगिकों के रूप और गुण, समय-समय पर परमाणु संख्या (उनके परमाणुओं के नाभिक के चार्ज मूल्य पर) पर निर्भर होते हैं ).
आवर्त नियम की अभिव्यक्ति तत्वों की आवर्त सारणी है।
4.2. डी. आई. मेंडेलीव की आवर्त सारणी
डी.आई. मेंडेलीव द्वारा तत्वों की आवर्त सारणी में सात आवर्त शामिल हैं, जो तत्वों के क्षैतिज क्रम हैं जो उनके परमाणु नाभिक के आवेश के बढ़ते क्रम में व्यवस्थित हैं। आवर्त 1, 2, 3, 4, 5, 6 में क्रमशः 2, 8, 8, 18, 18, 32 तत्व हैं। सातवीं अवधि पूरी नहीं हुई है. काल 1, 2 और 3 कहलाते हैं छोटा,बाकी का - बड़ा।
प्रत्येक अवधि (पहले को छोड़कर) क्षार धातुओं (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) के परमाणुओं से शुरू होती है और एक उत्कृष्ट गैस (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) के साथ समाप्त होती है, जो पहले होती है विशिष्ट गैर-धातु। बाएं से दाएं की अवधि में, धात्विक धीरे-धीरे कमजोर होते हैं और गैर-धात्विक तीव्र होते हैं। धात्विक गुणचूँकि जैसे-जैसे परमाणु नाभिक का धनात्मक आवेश बढ़ता है, बाह्य स्तर पर इलेक्ट्रॉनों की संख्या बढ़ती है।
प्रथम आवर्त में हीलियम के अतिरिक्त केवल एक ही तत्व है - हाइड्रोजन। इसे सशर्त रूप से उपसमूह IA या VIIA में रखा गया है, क्योंकि यह क्षार धातुओं और हैलोजन दोनों के साथ समानता दिखाता है। क्षार धातुओं के साथ हाइड्रोजन की समानता इस तथ्य में प्रकट होती है कि हाइड्रोजन, क्षार धातुओं की तरह, एक कम करने वाला एजेंट है और, एक इलेक्ट्रॉन दान करके, एक एकल आवेशित धनायन बनाता है। हाइड्रोजन में हैलोजन के साथ अधिक समानता है: हाइड्रोजन, हैलोजन की तरह, एक गैर-धातु है, इसका अणु द्विपरमाणुक है, यह प्रदर्शित कर सकता है ऑक्सीकरण गुण, सक्रिय धातुओं के साथ नमक जैसे हाइड्राइड बनाते हैं, उदाहरण के लिए, NaH, CaH 2।
चौथी अवधि में, Ca के बाद, 10 संक्रमण तत्व (दशक Sc - Zn) होते हैं, इसके बाद अवधि के शेष 6 मुख्य तत्व (Ga - Kg) होते हैं। पाँचवें काल का निर्माण इसी प्रकार किया गया है। अवधारणा संक्रमण तत्वआमतौर पर डी या एफ वैलेंस इलेक्ट्रॉनों वाले किसी भी तत्व को संदर्भित करने के लिए उपयोग किया जाता है।
छठे और सातवें आवर्त में तत्वों का दोहरा सम्मिलन है। बा तत्व के पीछे डी-तत्वों (ला - एचजी) का एक सम्मिलित दशक है, और पहले संक्रमण तत्व ला के बाद 14 एफ-तत्व हैं - लैंथेनाइड्स(से - लू)। Hg के बाद छठे आवर्त (Tl - Rn) के शेष 6 मुख्य p-तत्व हैं।
सातवें (अपूर्ण) आवर्त में, Ac के बाद 14 f-तत्व आते हैं- actinides(थ-ल्र). में हाल ही मेंला और एसी को क्रमशः लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स के रूप में वर्गीकृत किया जाने लगा। लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स को टेबल के नीचे अलग-अलग रखा गया है।
इस प्रकार, आवर्त सारणी में प्रत्येक तत्व एक कड़ाई से परिभाषित स्थान रखता है, जिसे चिह्नित किया जाता है क्रमसूचक,या परमाणुसंख्या।
आवर्त सारणी में, आठ समूह लंबवत (I - VIII) स्थित हैं, जो बदले में उपसमूहों में विभाजित हैं - मुख्य,या उपसमूह ए और दुष्प्रभाव,या उपसमूह बी। उपसमूह VIIIB विशेष है, इसमें शामिल है तीनोंतत्व जो लौह परिवार (Fe, Co, Ni) और बनाते हैं प्लैटिनम धातुएँ(आरयू, आरएच, पीडी, ओएस, आईआर, पीटी)।
प्रत्येक उपसमूह के भीतर तत्वों की समानता आवर्त सारणी में सबसे अधिक ध्यान देने योग्य और महत्वपूर्ण पैटर्न है। मुख्य उपसमूहों में, ऊपर से नीचे तक, धात्विक गुण बढ़ते हैं और गैर-धात्विक गुण कमजोर होते हैं। इस मामले में, किसी दिए गए उपसमूह के लिए सबसे कम ऑक्सीकरण अवस्था में तत्वों के यौगिकों की स्थिरता में वृद्धि होती है। इसके विपरीत, पार्श्व उपसमूहों में, ऊपर से नीचे तक, धात्विक गुण कमजोर हो जाते हैं और उच्चतम ऑक्सीकरण अवस्था वाले यौगिकों की स्थिरता बढ़ जाती है।
4.3. आवर्त सारणी और परमाणुओं का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास
कब से रासायनिक प्रतिक्रिएंप्रतिक्रिया करने वाले परमाणुओं के नाभिक नहीं बदलते हैं, तो परमाणुओं के रासायनिक गुण उनके इलेक्ट्रॉनिक कोश की संरचना पर निर्भर करते हैं।
परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक परतों और इलेक्ट्रॉन कोशों का भरना पाउली सिद्धांत और हंड के नियम के अनुसार होता है।
पाउली का सिद्धांत (पॉली का बहिष्कार)
एक परमाणु में दो इलेक्ट्रॉनों में चार समान क्वांटम संख्याएँ (प्रत्येक पर) नहीं हो सकतीं परमाणु कक्षकदो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते)।
पाउली सिद्धांत किसी दिए गए प्रमुख क्वांटम संख्या वाले इलेक्ट्रॉनों की अधिकतम संख्या निर्धारित करता है एन(अर्थात इस इलेक्ट्रॉनिक परत पर स्थित): एन एन = 2 एन 2। पहली इलेक्ट्रॉन परत (ऊर्जा स्तर) में 2 से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते, दूसरे में - 8, तीसरे में - 18, आदि।
उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन होता है, जो 1s अवस्था में पहले ऊर्जा स्तर पर होता है। इस इलेक्ट्रॉन के स्पिन को मनमाने ढंग से निर्देशित किया जा सकता है (m s = +1/2 या m s = -1/2)। इस बात पर एक बार फिर जोर दिया जाना चाहिए कि पहले ऊर्जा स्तर में एक उपस्तर होता है - 1s, दूसरा ऊर्जा स्तर - दो उपस्तरों का - 2s और 2p, तीसरा - तीन उपस्तरों का - 3s, 3p, 3d, आदि। बदले में, उपस्तर में ऑर्बिटल्स होते हैं, जिनकी संख्या पार्श्व क्वांटम संख्या द्वारा निर्धारित होती है एल और बराबर (2 एल +1). प्रत्येक कक्षक को पारंपरिक रूप से एक वर्ग द्वारा नामित किया जाता है, उस पर स्थित इलेक्ट्रॉन को एक तीर द्वारा नामित किया जाता है, जिसकी दिशा इस इलेक्ट्रॉन के स्पिन के अभिविन्यास को इंगित करती है। इसका मतलब यह है कि हाइड्रोजन परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन की स्थिति को 1s 1 के रूप में दर्शाया जा सकता है या क्वांटम सेल के रूप में दर्शाया जा सकता है, चित्र। 4.1:
चावल। 4.1. प्रतीक 1s कक्षक में हाइड्रोजन परमाणु में इलेक्ट्रॉन
हीलियम परमाणु के दोनों इलेक्ट्रॉनों के लिए n = 1, एल = 0, एम एल= 0, एम एस = +1/2 और -1/2। अतः हीलियम का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र 1s 2 है। हीलियम का इलेक्ट्रॉन आवरण पूर्ण और बहुत स्थिर है। हीलियम एक उत्कृष्ट गैस है।
पाउली सिद्धांत के अनुसार, एक कक्षक में समानांतर स्पिन वाले दो इलेक्ट्रॉन नहीं हो सकते। लिथियम परमाणु में तीसरा इलेक्ट्रॉन 2s कक्षक में रहता है। Li का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s 2 2s 1 है, और बेरिलियम का 1s 2 2s 2 है। चूँकि 2s कक्षक भरा हुआ है, बोरॉन परमाणु का पाँचवाँ इलेक्ट्रॉन 2p कक्षक पर कब्जा कर लेता है। पर एन= 2 पक्ष (कक्षीय) क्वांटम संख्या एल मान 0 और 1 लेता है। कब एल = 0 (2एस-अवस्था) मी एल= 0, और पर एल = 1 (2पी - अवस्था) मी एल+1 के बराबर हो सकता है; 0; -1. 2p अवस्था तीन ऊर्जा कोशिकाओं से मेल खाती है, चित्र। 4.2.
चावल। 4.2. कक्षाओं में बोरॉन परमाणु के इलेक्ट्रॉनों की व्यवस्था
नाइट्रोजन परमाणु के लिए (इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s 2 2s 2 2p 3 पहले स्तर पर दो इलेक्ट्रॉन, दूसरे पर पांच), इलेक्ट्रॉनिक संरचना के लिए निम्नलिखित दो विकल्प संभव हैं, चित्र। 4.3:
चावल। 4.3. संभावित विकल्पनाइट्रोजन परमाणु के इलेक्ट्रॉनों की कक्षा में व्यवस्था
पहली योजना में, चित्र 4.3ए, कुल स्पिन 1/2 (+1/2 –1/2 +1/2) के बराबर है, दूसरे में (चित्र 4.3बी) कुल स्पिन 3 के बराबर है /2 (+1/2 + 1/2 +1/2). घुमावों का स्थान निर्धारित किया जाता है हंड का नियमजो पढ़ता है: ऊर्जा स्तर का भरना इस तरह से होता है कि कुल स्पिन अधिकतम हो।
इस प्रकार , नाइट्रोजन परमाणु की संरचना के लिए दी गई दो योजनाओं में से, पहली स्थिर अवस्था (सबसे कम ऊर्जा के साथ) से मेल खाती है, जहां सभी पी-इलेक्ट्रॉन अलग-अलग कक्षाओं में रहते हैं। सबलेवल ऑर्बिटल्स को इस प्रकार भरा जाता है: पहले, एक इलेक्ट्रॉन समान स्पिन के साथ, और फिर दूसरा इलेक्ट्रॉन विपरीत स्पिन के साथ।
सोडियम से शुरू करके, n = 3 के साथ तीसरा ऊर्जा स्तर भरा जाता है। ऑर्बिटल्स में तीसरी अवधि के तत्वों के परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनों का वितरण चित्र में दिखाया गया है। 4.4.
चावल। 4.4. जमीनी अवस्था में तीसरी अवधि के तत्वों के परमाणुओं के लिए कक्षाओं में इलेक्ट्रॉनों का वितरण
एक परमाणु में, प्रत्येक इलेक्ट्रॉन नाभिक के साथ अपने सबसे मजबूत संबंध के अनुरूप सबसे कम ऊर्जा के साथ एक मुक्त कक्ष में रहता है। 1961 में वी.एम. क्लेचकोवस्की ने तैयार किया सामान्य स्थिति, किसके अनुसार इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स की ऊर्जा मुख्य और द्वितीयक क्वांटम संख्याओं के योग को बढ़ाने के क्रम में बढ़ती है ( n + l), और इन योगों की समानता के मामले में, मुख्य क्वांटम संख्या n के कम मान वाले कक्षक में कम ऊर्जा होती है।
बढ़ती ऊर्जा के क्रम में ऊर्जा स्तरों का क्रम लगभग इस प्रकार है:
1s< 2s < 2p < 3s < 3р < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p.
आइए चौथे आवर्त के तत्वों के परमाणुओं की कक्षाओं में इलेक्ट्रॉनों के वितरण पर विचार करें (चित्र 4.5)।
चावल। 4.5. जमीनी अवस्था में चौथे आवर्त के तत्वों के परमाणुओं की कक्षाओं में इलेक्ट्रॉनों का वितरण
पोटेशियम (इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1) और कैल्शियम (इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2) के बाद, आंतरिक 3d कोश इलेक्ट्रॉनों (संक्रमण तत्व Sc -) से भर जाता है। Zn) . यह ध्यान दिया जाना चाहिए कि दो विसंगतियाँ हैं: 4 पर Cr और Cu परमाणुओं के लिए एस-शेल में दो इलेक्ट्रॉन नहीं, बल्कि एक होता है, अर्थात। पिछले 3डी कोश में बाहरी 4एस इलेक्ट्रॉन की तथाकथित "विफलता" होती है। क्रोमियम परमाणु की इलेक्ट्रॉनिक संरचना को निम्नानुसार दर्शाया जा सकता है (चित्र 4.6)।
चावल। 4.6. क्रोमियम परमाणु के लिए ऑर्बिटल्स पर इलेक्ट्रॉनों का वितरण
भरने के क्रम के "उल्लंघन" का भौतिक कारण नाभिक में इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स की विभिन्न मर्मज्ञ क्षमता, भरने के अनुरूप इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन डी 5 और डी 10, एफ 7 और एफ 14 की विशेष स्थिरता से जुड़ा है। एक या दो इलेक्ट्रॉनों के साथ इलेक्ट्रॉनिक ऑर्बिटल्स, साथ ही आंतरिक इलेक्ट्रॉनिक चार्ज परतों के कर्नेल का स्क्रीनिंग प्रभाव।
Mn, Fe, Co, Ni, Cu और Zn परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास निम्नलिखित सूत्रों द्वारा परिलक्षित होते हैं:
25 एमएन 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 3डी 5 4एस 2,
26 Fe 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2,
27 सीओ 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 3डी 7 4एस 2,
28 नी 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 3डी 8 4एस 2,
29 Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1,
30 Zn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2।
जिंक के बाद 31वें तत्व - गैलियम से शुरू होकर 36वें तत्व - क्रिप्टन तक, चौथी परत (4p - शेल) का भरना जारी रहता है। इन तत्वों का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास इस प्रकार है:
31 गा 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 3डी 10 4एस 2 4पी 1,
32 Ge 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 2,
33 जैसे 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3,
34 से 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 3डी 10 4एस 2 4पी 4,
35 बीआर 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 2 3पी 6 3डी 10 4एस 2 4पी 5,
36 Kr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6।
यह ध्यान दिया जाना चाहिए कि यदि पाउली बहिष्करण का उल्लंघन नहीं किया जाता है, तो उत्तेजित अवस्था में इलेक्ट्रॉन अन्य परमाणु कक्षाओं में स्थित हो सकते हैं।
4.4. रासायनिक तत्वों के प्रकार
आवर्त सारणी के सभी तत्वों को चार प्रकारों में विभाजित किया गया है:
1. परमाणुओं में एस-तत्वबाहरी परत (n) के s-कोश भरे हुए हैं। एस तत्वों में हाइड्रोजन, हीलियम और प्रत्येक आवर्त के पहले दो तत्व शामिल हैं।
2. परमाणुओं पर पी तत्वोंइलेक्ट्रॉन बाहरी स्तर (एनपी) के पी-कोशों को भरते हैं। पी-तत्वों में प्रत्येक अवधि के अंतिम 6 तत्व शामिल हैं (पहले को छोड़कर)।
3. यू डी-तत्वदूसरे बाहरी स्तर (n-1) d का d-कोश इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है। ये एस- और पी-तत्वों के बीच स्थित बड़ी अवधि के प्लग-इन दशकों के तत्व हैं।
4. यू एफ-तत्वतीसरे बाहरी स्तर (n-2) f का उपस्तर इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है। एफ-तत्वों के परिवार में लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स शामिल हैं।
तत्व की परमाणु संख्या के आधार पर अउत्तेजित परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना पर विचार करने से, यह निम्नानुसार है:
किसी भी तत्व के परमाणु के ऊर्जा स्तर (इलेक्ट्रॉनिक परतों) की संख्या उस अवधि की संख्या के बराबर होती है जिसमें तत्व स्थित है। इसका मतलब है कि एस-तत्व सभी अवधियों में पाए जाते हैं, पी-तत्व दूसरे और बाद की अवधि में, डी-तत्व चौथे और बाद की अवधि में, और एफ-तत्व छठे और सातवें अवधि में पाए जाते हैं।
आवर्त संख्या परमाणु के बाहरी इलेक्ट्रॉनों की प्रमुख क्वांटम संख्या से मेल खाती है।
एस- और पी-तत्व मुख्य उपसमूह बनाते हैं, डी-तत्व द्वितीयक उपसमूह बनाते हैं, एफ-तत्व लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स के परिवार बनाते हैं। इस प्रकार, उपसमूह में ऐसे तत्व शामिल होते हैं जिनके परमाणुओं की संरचना आमतौर पर न केवल बाहरी, बल्कि पूर्व-बाहरी परत की भी समान होती है (उन तत्वों के अपवाद के साथ जिनमें इलेक्ट्रॉन की "विफलता" होती है)।
समूह संख्या आमतौर पर उन इलेक्ट्रॉनों की संख्या को इंगित करती है जो रासायनिक बंधों के निर्माण में भाग ले सकते हैं। यह समूह संख्या का भौतिक अर्थ है। पार्श्व उपसमूहों के तत्वों में न केवल उनके बाहरी कोश में, बल्कि उनके अंतिम कोश में भी वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं। यह मुख्य और द्वितीयक उपसमूहों के तत्वों के गुणों में मुख्य अंतर है।
संयोजकता d- या f-इलेक्ट्रॉन वाले तत्व संक्रमण तत्व कहलाते हैं।
समूह संख्या, एक नियम के रूप में, उन तत्वों की उच्चतम सकारात्मक ऑक्सीकरण अवस्था के बराबर होती है जो वे यौगिकों में प्रदर्शित करते हैं। अपवाद फ्लोरीन है - इसकी ऑक्सीकरण अवस्था -1 है; तत्वों से आठवीं समूहकेवल ओस, आरयू और एक्सई के लिए ऑक्सीकरण अवस्था +8 ज्ञात है।
4.5. तत्वों के परमाणुओं के गुणों की आवधिकता
परमाणुओं की त्रिज्या, आयनीकरण ऊर्जा, इलेक्ट्रॉन बंधुता, इलेक्ट्रोनगेटिविटी और ऑक्सीकरण अवस्था जैसी विशेषताएं परमाणु की इलेक्ट्रॉनिक संरचना से जुड़ी होती हैं।
धातु परमाणुओं की त्रिज्याएँ और अधातु परमाणुओं की सहसंयोजक त्रिज्याएँ होती हैं। धातु परमाणुओं की त्रिज्या की गणना अंतर-परमाणु दूरियों के आधार पर की जाती है, जो प्रयोगात्मक डेटा के आधार पर अधिकांश धातुओं के लिए अच्छी तरह से जानी जाती है। इस मामले में, एक धातु परमाणु की त्रिज्या दो पड़ोसी परमाणुओं के केंद्रों के बीच की आधी दूरी के बराबर होती है। सरल पदार्थों के अणुओं और क्रिस्टलों में अधातुओं की सहसंयोजक त्रिज्या की गणना इसी तरह की जाती है। परमाणु त्रिज्या जितनी बड़ी होगी, बाहरी इलेक्ट्रॉनों के लिए नाभिक से अलग होना उतना ही आसान होगा (और इसके विपरीत)। परमाणु त्रिज्या के विपरीत, आयन त्रिज्या मनमाना मान हैं।
आवर्तों में बाएं से दाएं, धातुओं की परमाणु त्रिज्या का मान घटता है, और गैर-धातुओं की परमाणु त्रिज्या जटिल तरीके से बदलती है, क्योंकि यह रासायनिक बंधन की प्रकृति पर निर्भर करती है। उदाहरण के लिए, दूसरी अवधि में, परमाणुओं की त्रिज्या पहले घटती है और फिर बढ़ जाती है, विशेष रूप से तेजी से जब एक उत्कृष्ट गैस परमाणु की ओर बढ़ती है।
मुख्य उपसमूहों में, जैसे-जैसे इलेक्ट्रॉनिक परतों की संख्या बढ़ती है, परमाणुओं की त्रिज्या ऊपर से नीचे तक बढ़ती है।
किसी धनायन की त्रिज्या उसके संगत परमाणु की त्रिज्या से कम होती है, और जैसे-जैसे धनायन का धनात्मक आवेश बढ़ता है, उसकी त्रिज्या घटती जाती है। इसके विपरीत, ऋणायन की त्रिज्या सदैव उसके संगत परमाणु की त्रिज्या से अधिक होती है। वे कण (परमाणु और आयन) जिनमें इलेक्ट्रॉनों की संख्या समान होती है, आइसोइलेक्ट्रॉनिक कहलाते हैं। आइसोइलेक्ट्रॉनिक आयनों की श्रृंखला में, जैसे-जैसे आयन की ऋणात्मक त्रिज्या घटती है और धनात्मक त्रिज्या बढ़ती है, त्रिज्या घटती जाती है। ऐसी कमी होती है, उदाहरण के लिए, श्रृंखला में: O 2–, F–, Na +, Mg 2+, Al 3+।
आयनीकरण ऊर्जा- जमीनी अवस्था में किसी परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन को निकालने के लिए आवश्यक ऊर्जा। इसे आमतौर पर इलेक्ट्रॉन वोल्ट (1 eV = 96.485 kJ/mol) में व्यक्त किया जाता है। एक अवधि में, बाएं से दाएं, परमाणु चार्ज बढ़ने के साथ आयनीकरण ऊर्जा बढ़ती है। मुख्य उपसमूहों में, ऊपर से नीचे तक, यह घटता जाता है, क्योंकि इलेक्ट्रॉन की नाभिक से दूरी बढ़ जाती है और आंतरिक इलेक्ट्रॉनिक परतों का स्क्रीनिंग प्रभाव बढ़ जाता है।
तालिका 4.1 कुछ परमाणुओं के लिए आयनीकरण ऊर्जा (पहले, दूसरे, आदि इलेक्ट्रॉनों को हटाने के लिए ऊर्जा) के मूल्यों को दर्शाती है।
दूसरी अवधि में, Li से Ne में संक्रमण के दौरान, पहले इलेक्ट्रॉन को हटाने की ऊर्जा बढ़ जाती है (तालिका 4.1 देखें)। हालाँकि, जैसा कि तालिका से देखा जा सकता है, आयनीकरण ऊर्जा असमान रूप से बढ़ती है: बोरान और ऑक्सीजन के लिए, जो क्रमशः बेरिलियम और नाइट्रोजन का पालन करते हैं, थोड़ी कमी देखी जाती है, जो परमाणुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना की ख़ासियत के कारण होती है।
बेरिलियम का बाहरी एस-शेल पूरी तरह से भरा हुआ है, इसलिए इसके बगल का इलेक्ट्रॉन, बोरॉन, पी-ऑर्बिटल में प्रवेश करता है। यह पी-इलेक्ट्रॉन एस-इलेक्ट्रॉन की तुलना में नाभिक से कम मजबूती से बंधा होता है, इसलिए पी-इलेक्ट्रॉनों को हटाने के लिए कम ऊर्जा की आवश्यकता होती है।
तालिका 4.1.
आयनीकरण ऊर्जा मैंकुछ तत्वों के परमाणु
नाइट्रोजन परमाणु के प्रत्येक पी-ऑर्बिटल में एक इलेक्ट्रॉन होता है। ऑक्सीजन परमाणु में, एक इलेक्ट्रॉन पी-ऑर्बिटल में प्रवेश करता है, जिस पर पहले से ही एक इलेक्ट्रॉन का कब्जा है। एक ही कक्ष में दो इलेक्ट्रॉन दृढ़ता से प्रतिकर्षित होते हैं, इसलिए नाइट्रोजन परमाणु की तुलना में ऑक्सीजन परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन को निकालना आसान होता है।
क्षार धातुओं में सबसे कम आयनीकरण ऊर्जा होती है, इसलिए उनमें धात्विक गुण होते हैं, अक्रिय गैसों के लिए सबसे अधिक आयनीकरण ऊर्जा होती है।
इलेक्ट्रॉन आत्मीयता- जब एक इलेक्ट्रॉन एक तटस्थ परमाणु से जुड़ता है तो ऊर्जा निकलती है। इलेक्ट्रॉन आत्मीयता, आयनीकरण ऊर्जा की तरह, आमतौर पर इलेक्ट्रॉन वोल्ट में व्यक्त की जाती है। सबसे अधिक इलेक्ट्रॉन बंधुता हैलोजन के लिए है, सबसे कम क्षार धातुओं के लिए है। तालिका 4.2 कुछ तत्वों के परमाणुओं के लिए इलेक्ट्रॉन बंधुता दर्शाती है।
तालिका 4.2.
कुछ तत्वों के परमाणुओं की इलेक्ट्रॉन बंधुता
वैद्युतीयऋणात्मकता- किसी अणु या आयन में एक परमाणु की अन्य परमाणुओं से वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करने की क्षमता। मात्रात्मक माप के रूप में इलेक्ट्रोनगेटिविटी (ईओ) एक अनुमानित मूल्य है। लगभग 20 इलेक्ट्रोनगेटिविटी स्केल प्रस्तावित किए गए हैं, जिनमें से सबसे व्यापक रूप से मान्यता प्राप्त स्केल एल. पॉलिंग द्वारा विकसित स्केल है। चित्र में. 4.7 पॉलिंग के अनुसार ईओ के मूल्यों को दर्शाता है।
चावल। 4.7. तत्वों की वैद्युतीयऋणात्मकता (पॉलिंग के अनुसार)
पॉलिंग पैमाने पर सभी तत्वों में फ्लोरीन सबसे अधिक विद्युत ऋणात्मक है। इसका EO 4 माना जाता है। सबसे कम विद्युत ऋणात्मक सीज़ियम है। हाइड्रोजन एक मध्यवर्ती स्थिति रखता है, क्योंकि कुछ तत्वों के साथ बातचीत करते समय यह एक इलेक्ट्रॉन छोड़ देता है, और दूसरों के साथ बातचीत करते समय इसे प्राप्त होता है।
4.6. यौगिकों के अम्ल-क्षार गुण; कोसल सर्किट
तत्वों के यौगिकों के अम्ल-क्षार गुणों में परिवर्तन की प्रकृति को समझाने के लिए, कोसेल (जर्मनी) ने इसका उपयोग करने का प्रस्ताव रखा सरल आरेख, इस धारणा पर आधारित है कि अणुओं में विशुद्ध रूप से आयनिक बंधन होता है और आयनों के बीच कूलम्ब अंतःक्रिया होती है। कोसेल योजना युक्त यौगिकों के अम्ल-क्षार गुणों का वर्णन करती है ई-एन कनेक्शनऔर ई-ओ-एन, नाभिक के आवेश और उन्हें बनाने वाले तत्व की त्रिज्या पर निर्भर करता है।
दो धातु हाइड्रॉक्साइड, जैसे LiOH और KOH, के लिए कोसल आरेख चित्र में दिखाया गया है। 4.8.
चावल। 4.8. LiOH और KOH के लिए कोसल आरेख
जैसा कि प्रस्तुत चित्र से देखा जा सकता है, ली + आयन की त्रिज्या K + आयन की त्रिज्या से छोटी है और OH - समूह पोटेशियम धनायन की तुलना में लिथियम धनायन से अधिक मजबूती से बंधा हुआ है। परिणामस्वरूप, KOH को घोल में अलग करना आसान हो जाएगा और पोटेशियम हाइड्रॉक्साइड के मूल गुण अधिक स्पष्ट होंगे।
दो आधारों CuOH और Cu(OH) 2 के लिए कोसल आरेख का विश्लेषण इसी तरह से किया जा सकता है। चूँकि Cu 2+ आयन की त्रिज्या छोटी है और आवेश Cu + आयन से अधिक है, OH - समूह को Cu 2+ आयन द्वारा अधिक मजबूती से पकड़ लिया जाएगा। परिणामस्वरूप, आधार Cu(OH) 2 CuOH से कमजोर होगा।
इस प्रकार, जैसे-जैसे धनायन की त्रिज्या बढ़ती है और उसका धनात्मक आवेश घटता है, आधारों की ताकत बढ़ती है.
मुख्य उपसमूहों में, ऊपर से नीचे तक, इस दिशा में तत्व आयनों की त्रिज्या बढ़ने पर आधारों की ताकत बढ़ जाती है। बाएं से दाएं आवर्त में, तत्व आयनों की त्रिज्या कम हो जाती है और उनका धनात्मक आवेश बढ़ जाता है, इसलिए इस दिशा में आधारों की ताकत कम हो जाती है।
दो ऑक्सीजन मुक्त एसिड, उदाहरण के लिए, एचसीएल और एचआई, के लिए कोसल आरेख चित्र में दिखाया गया है। 4.9
चावल। 4.9. एचसीएल और एचआई के लिए कोसल आरेख
चूँकि क्लोराइड आयन की त्रिज्या आयोडाइड आयन की तुलना में छोटी होती है, H+ आयन हाइड्रोक्लोरिक एसिड अणु में आयन से अधिक मजबूती से बंधा होता है, जो हाइड्रोआयोडिक एसिड से कमजोर होगा। इस प्रकार, ऋणात्मक आयन की बढ़ती त्रिज्या के साथ एनोक्सिक एसिड की ताकत बढ़ती है.
ऑक्सीजन युक्त एसिड की ताकत विपरीत तरीके से बदलती है। जैसे-जैसे आयन की त्रिज्या घटती है और इसका धनात्मक आवेश बढ़ता है, यह बढ़ता है। चित्र में. चित्र 4.10 दो एसिड एचसीएलओ और एचसीएलओ 4 के लिए कोसल आरेख दिखाता है।
चावल। 4.10. एचसीएलओ और एचसीएलओ 4 के लिए कोसल आरेख
C1 7+ आयन दृढ़ता से ऑक्सीजन आयन से जुड़ा हुआ है, इसलिए प्रोटॉन HC1O 4 अणु में अधिक आसानी से विभाजित हो जाएगा। उसी समय, C1+ आयन और O2-आयन के बीच का बंधन कम मजबूत होता है, और HC1O अणु में प्रोटॉन O2-आयन द्वारा अधिक मजबूती से बनाए रखा जाएगा। परिणामस्वरूप, HClO4 अधिक होगा प्रबल अम्लएचसीएलओ की तुलना में.
कोसेल की योजना का लाभ यह है कि, एक सरल मॉडल का उपयोग करके, यह समान पदार्थों की श्रृंखला में यौगिकों के एसिड-बेस गुणों में परिवर्तन की प्रकृति को समझाने की अनुमति देता है। हालाँकि, यह योजना पूर्णतः गुणात्मक है। यह आपको केवल यौगिकों के गुणों की तुलना करने की अनुमति देता है और मनमाने ढंग से चयनित एकल यौगिक के एसिड-बेस गुणों को निर्धारित करना संभव नहीं बनाता है। इस मॉडल का नुकसान यह है कि यह केवल इलेक्ट्रोस्टैटिक अवधारणाओं पर आधारित है, जबकि प्रकृति में कोई शुद्ध (सौ प्रतिशत) आयनिक बंधन नहीं है।
4.7. तत्वों और उनके यौगिकों के रेडॉक्स गुण
सरल पदार्थों के रेडॉक्स गुणों में परिवर्तन को संबंधित तत्वों की इलेक्ट्रोनगेटिविटी में परिवर्तन की प्रकृति पर विचार करके आसानी से स्थापित किया जा सकता है। मुख्य उपसमूहों में, ऊपर से नीचे तक, इलेक्ट्रोनगेटिविटी कम हो जाती है, जिससे ऑक्सीडेटिव गुणों में कमी आती है और इस दिशा में गुणों को कम करने में वृद्धि होती है। बाएं से दाएं की अवधि में, इलेक्ट्रोनगेटिविटी बढ़ जाती है। परिणामस्वरूप, इस दिशा में सरल पदार्थों के अपचायक गुण कम हो जाते हैं तथा ऑक्सीकरण गुण बढ़ जाते हैं। इस प्रकार, मजबूत कम करने वाले एजेंट तत्वों (पोटेशियम, रूबिडियम, सीज़ियम, बेरियम) की आवर्त सारणी के निचले बाएं कोने में स्थित होते हैं, जबकि मजबूत ऑक्सीकरण एजेंट इसके ऊपरी दाएं कोने (ऑक्सीजन, फ्लोरीन, क्लोरीन) में स्थित होते हैं।
तत्वों के यौगिकों के रेडॉक्स गुण उनकी प्रकृति, तत्वों के ऑक्सीकरण की डिग्री, आवर्त सारणी में तत्वों की स्थिति और कई अन्य कारकों पर निर्भर करते हैं।
मुख्य उपसमूहों में, ऊपर से नीचे तक, ऑक्सीजन युक्त एसिड के ऑक्सीकरण गुण, जिनमें केंद्रीय तत्व के परमाणुओं की ऑक्सीकरण अवस्था समान होती है, कम हो जाते हैं। मजबूत ऑक्सीकरण एजेंट नाइट्रिक और केंद्रित सल्फ्यूरिक एसिड हैं। यौगिक में तत्व की सकारात्मक ऑक्सीकरण अवस्था जितनी अधिक होगी, उसके ऑक्सीकरण गुण उतने ही अधिक स्पष्ट होंगे। पोटेशियम परमैंगनेट और पोटेशियम डाइक्रोमेट मजबूत ऑक्सीकरण गुण प्रदर्शित करते हैं।
मुख्य उपसमूहों में, सरल आयनों के अपचायक गुण ऊपर से नीचे तक बढ़ते हैं। प्रबल अपचायक एजेंट HI, H 2 S, आयोडाइड और सल्फाइड हैं।
रासायनिक तत्वों का आवर्त नियम प्रकृति का एक मूलभूत नियम है जो रासायनिक तत्वों के परमाणुओं के नाभिकों का आवेश बढ़ने पर उनके गुणों में परिवर्तन की आवधिकता स्थापित करता है। कानून की खोज की तारीख 1 मार्च (17 फरवरी, पुरानी शैली) 1869 मानी जाती है, जब डी. आई. मेंडेलीव ने "परमाणु भार और रासायनिक समानता के आधार पर तत्वों की एक प्रणाली का अनुभव" का विकास पूरा किया। वैज्ञानिक ने पहली बार 1870 के अंत में "आवधिक कानून" ("आवधिकता का कानून") शब्द का उपयोग किया था। मेंडेलीव के अनुसार, "तीन प्रकार के डेटा" ने आवधिक कानून की खोज में योगदान दिया। सबसे पहले, उपलब्धता पर्याप्त है बड़ी संख्या ज्ञात तत्व(63); दूसरे, उनमें से अधिकांश के गुणों का संतोषजनक ज्ञान; तीसरा, तथ्य यह है कि कई तत्वों के परमाणु भार अच्छी सटीकता के साथ निर्धारित किए गए थे, जिसके कारण रासायनिक तत्वों को उनके परमाणु भार में वृद्धि के अनुसार प्राकृतिक श्रृंखला में व्यवस्थित किया जा सका। मेंडेलीव ने कानून की खोज के लिए निर्णायक शर्त सभी तत्वों की उनके परमाणु भार के अनुसार तुलना करना माना (पहले केवल रासायनिक रूप से समान तत्वों की तुलना की जाती थी)।
जुलाई 1871 में मेंडेलीव द्वारा दिए गए आवधिक कानून के क्लासिक सूत्रीकरण में कहा गया था: "तत्वों के गुण, और इसलिए उनके द्वारा बनाए गए सरल और जटिल निकायों के गुण, समय-समय पर उनके परमाणु भार पर निर्भर होते हैं।" यह सूत्रीकरण 40 से अधिक वर्षों तक लागू रहा, लेकिन आवधिक कानून केवल तथ्यों का बयान बनकर रह गया और इसका कोई भौतिक आधार नहीं था। यह 1910 के दशक के मध्य में ही संभव हो सका, जब परमाणु का परमाणु ग्रहीय मॉडल विकसित किया गया (देखें एटम) और यह स्थापित किया गया कि आवर्त सारणी में किसी तत्व की क्रम संख्या संख्यात्मक रूप से उसके नाभिक के आवेश के बराबर होती है। परमाणु. परिणामस्वरूप, आवधिक कानून का भौतिक सूत्रीकरण संभव हो गया: “तत्वों के गुण और सरल तथा जटिल पदार्थसमय-समय पर अपने परमाणुओं के परमाणु आवेश (Z) पर निर्भर रहते हैं। इसका प्रयोग आज भी व्यापक रूप से किया जाता है। आवधिक नियम का सार दूसरे शब्दों में व्यक्त किया जा सकता है: "Z बढ़ने पर परमाणुओं के बाहरी इलेक्ट्रॉन कोशों का विन्यास समय-समय पर दोहराया जाता है"; यह कानून का एक प्रकार का "इलेक्ट्रॉनिक" सूत्रीकरण है।
आवर्त नियम की एक अनिवार्य विशेषता यह है कि, प्रकृति के कुछ अन्य मौलिक नियमों (उदाहरण के लिए, सार्वभौमिक गुरुत्वाकर्षण का नियम या द्रव्यमान और ऊर्जा की तुल्यता का नियम) के विपरीत, इसकी कोई मात्रात्मक अभिव्यक्ति नहीं होती है, अर्थात यह नहीं हो सकता है किसी गणितीय सूत्र या समीकरण के रूप में लिखा जाए। इस बीच, मेंडेलीव स्वयं और अन्य वैज्ञानिकों ने कानून की गणितीय अभिव्यक्ति की तलाश करने की कोशिश की। सूत्रों और समीकरणों के रूप में, परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास के निर्माण के विभिन्न पैटर्न को प्रमुख और कक्षीय क्वांटम संख्याओं के मूल्यों के आधार पर मात्रात्मक रूप से व्यक्त किया जा सकता है। आवधिक कानून के लिए, इसमें रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली के रूप में एक स्पष्ट ग्राफिकल प्रतिबिंब है, जो मुख्य रूप से दर्शाया गया है विभिन्न प्रकारतालिकाएँ (सम्मिलित करें देखें)।
आवधिक नियम संपूर्ण ब्रह्मांड के लिए एक सार्वभौमिक नियम है, जो परमाणु प्रकार की भौतिक संरचनाएं मौजूद होने पर भी स्वयं प्रकट होता है। हालाँकि, यह केवल परमाणुओं का विन्यास ही नहीं है जो Z बढ़ने पर समय-समय पर बदलता रहता है। यह पता चला कि परमाणु नाभिक की संरचना और गुण भी समय-समय पर बदलते रहते हैं, हालाँकि यहाँ आवधिक परिवर्तन की प्रकृति परमाणुओं के मामले की तुलना में बहुत अधिक जटिल है: नाभिक में प्रोटॉन और न्यूट्रॉन कोशों का नियमित गठन होता है। जिन नाभिकों में ये कोश भरे होते हैं (इनमें 2, 8, 20, 50, 82, 126 प्रोटॉन या न्यूट्रॉन होते हैं) उन्हें "जादुई" कहा जाता है और उन्हें परमाणु नाभिक की आवधिक प्रणाली की अवधि की एक प्रकार की सीमा के रूप में माना जाता है।
डि मेंडेलीव ने 1869 में आवधिक कानून तैयार किया, जो निम्नलिखित में से एक पर आधारित था मुख्य लक्षणपरमाणु - परमाणु द्रव्यमान. आवधिक कानून के बाद के विकास, अर्थात् बड़ी मात्रा में प्रायोगिक डेटा के अधिग्रहण ने कानून के मूल सूत्रीकरण को कुछ हद तक बदल दिया, लेकिन ये परिवर्तन डी.आई. द्वारा निर्धारित मुख्य अर्थ का खंडन नहीं करते हैं। मेंडेलीव। इन परिवर्तनों ने केवल कानून और आवर्त सारणी को वैज्ञानिक वैधता और शुद्धता की पुष्टि दी।
डी.आई. द्वारा आवधिक कानून का आधुनिक सूत्रीकरण। मेंडेलीव इस प्रकार हैं: रासायनिक तत्वों के गुण, साथ ही तत्वों के यौगिकों के गुण और रूप, समय-समय पर उनके परमाणुओं के नाभिक के आवेश के परिमाण पर निर्भर होते हैं।
रासायनिक तत्वों की आवर्त सारणी की संरचना डी.आई. मेंडलीव
वर्तमान मत से यह ज्ञात होता है बड़ी संख्याआवर्त सारणी की व्याख्याएँ, लेकिन सबसे लोकप्रिय छोटी (छोटी) और लंबी (बड़ी) अवधियों वाली हैं। क्षैतिज पंक्तियों को आवर्त कहा जाता है (उनमें समान ऊर्जा स्तर के अनुक्रमिक भरने वाले तत्व होते हैं), और ऊर्ध्वाधर स्तंभों को समूह कहा जाता है (उनमें ऐसे तत्व होते हैं जिनमें समान संख्या में वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं - रासायनिक एनालॉग)। साथ ही, सभी तत्वों को बाहरी (वैलेंस) कक्षीय के प्रकार के अनुसार ब्लॉकों में विभाजित किया जा सकता है: एस-, पी-, डी-, एफ-तत्व।
सिस्टम (तालिका) में कुल 7 अवधि हैं, और अवधि संख्या (संकेतित) है अरबी अंक) किसी तत्व के परमाणु में इलेक्ट्रॉनिक परतों की संख्या, बाहरी (वैलेंस) ऊर्जा स्तर की संख्या और उच्चतम ऊर्जा स्तर के लिए प्रमुख क्वांटम संख्या के मूल्य के बराबर है। प्रत्येक अवधि (पहले को छोड़कर) एक एस-तत्व - एक सक्रिय क्षार धातु से शुरू होती है और एक अक्रिय गैस के साथ समाप्त होती है, जिसके पहले एक पी-तत्व - एक सक्रिय गैर-धातु (हैलोजन) होता है। यदि आप आवर्त में बाएँ से दाएँ चलते हैं, तो छोटे आवर्त के रासायनिक तत्वों के परमाणुओं के नाभिकों के आवेश में वृद्धि के साथ, बाह्य ऊर्जा स्तर पर इलेक्ट्रॉनों की संख्या में वृद्धि होगी, जिसके परिणामस्वरूप के गुण तत्व बदलते हैं - आम तौर पर धात्विक से (चूंकि अवधि की शुरुआत में एक सक्रिय क्षार धातु होती है), उभयधर्मी के माध्यम से (तत्व धातु और गैर-धातु दोनों के गुणों को प्रदर्शित करता है) से गैर-धात्विक (सक्रिय गैर-धातु है) अवधि के अंत में हलोजन), यानी धात्विक गुण धीरे-धीरे कमजोर होते जाते हैं और गैर-धात्विक गुण बढ़ते जाते हैं।
बड़ी अवधि में, जैसे-जैसे नाभिक का आवेश बढ़ता है, इलेक्ट्रॉनों को भरना अधिक कठिन होता है, जो छोटी अवधि के तत्वों की तुलना में तत्वों के गुणों में अधिक जटिल परिवर्तन की व्याख्या करता है। इस प्रकार, लंबी अवधि की सम पंक्तियों में, नाभिक के बढ़ते आवेश के साथ, बाहरी ऊर्जा स्तर में इलेक्ट्रॉनों की संख्या स्थिर और 2 या 1 के बराबर रहती है। इसलिए, जबकि बाहरी के बगल का स्तर (बाहर से दूसरा) होता है इलेक्ट्रॉनों से भरे हुए, सम पंक्तियों में तत्वों के गुण धीरे-धीरे बदलते हैं। विषम श्रृंखला में जाने पर, परमाणु आवेश बढ़ने के साथ, बाह्य ऊर्जा स्तर में इलेक्ट्रॉनों की संख्या बढ़ जाती है (1 से 8 तक), तत्वों के गुण उसी तरह बदलते हैं जैसे छोटी अवधि में।
आवर्त सारणी में ऊर्ध्वाधर स्तंभ समान इलेक्ट्रॉनिक संरचनाओं वाले तत्वों के समूह हैं और जो रासायनिक एनालॉग हैं। समूहों को I से VIII तक रोमन अंकों द्वारा निर्दिष्ट किया गया है। मुख्य (ए) और माध्यमिक (बी) उपसमूह हैं, जिनमें से पहले में एस- और पी-तत्व हैं, दूसरे में - डी-तत्व हैं।
उपसमूह की संख्या ए बाहरी ऊर्जा स्तर में इलेक्ट्रॉनों की संख्या (वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या) दर्शाती है। बी-उपसमूह तत्वों के लिए, समूह संख्या और बाहरी ऊर्जा स्तर में इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बीच कोई सीधा संबंध नहीं है। ए-उपसमूहों में, तत्वों के धात्विक गुणों में वृद्धि होती है, और तत्व के परमाणु के नाभिक के बढ़ते चार्ज के साथ गैर-धात्विक गुणों में कमी आती है।
आवर्त सारणी में तत्वों की स्थिति और उनके परमाणुओं की संरचना के बीच एक संबंध है:
- समान अवधि के सभी तत्वों के परमाणुओं में समान संख्या में ऊर्जा स्तर होते हैं, जो आंशिक रूप से या पूरी तरह से इलेक्ट्रॉनों से भरे होते हैं;
- ए उपसमूह के सभी तत्वों के परमाणुओं में बाहरी ऊर्जा स्तर पर इलेक्ट्रॉनों की समान संख्या होती है।
तत्वों के आवर्त गुण
परमाणुओं के भौतिक-रासायनिक और रासायनिक गुणों की समानता उनके इलेक्ट्रॉनिक विन्यास की समानता के कारण होती है, और मुख्य भूमिकाबाहरी परमाणु कक्षक में इलेक्ट्रॉनों के वितरण की भूमिका निभाता है। यह समय-समय पर प्रकट होता है, जैसे-जैसे समान गुणों वाले तत्वों का परमाणु नाभिक का आवेश बढ़ता है।
ऐसे गुणों को आवधिक कहा जाता है, जिनमें से सबसे महत्वपूर्ण हैं: 1. बाहरी इलेक्ट्रॉन कोश में इलेक्ट्रॉनों की संख्या ( – जनसंख्याडब्ल्यू जनसंख्या). कम समय में परमाणु आवेश बढ़ने के साथ जनसंख्याबाहरी इलेक्ट्रॉन कोश एकरस रूप से 1 से 2 (पहली अवधि), 1 से 8 (दूसरी और तीसरी अवधि) तक बढ़ता है। पहले 12 तत्वों के दौरान बड़ी अवधियों में
2. 2 से अधिक नहीं, और फिर 8 तक।परमाणु और आयनिक त्रिज्या
(आर), जिसे एक परमाणु या आयन की औसत त्रिज्या के रूप में परिभाषित किया गया है, जो विभिन्न यौगिकों में अंतर-परमाणु दूरी पर प्रयोगात्मक डेटा से पाया गया है। अवधि के अनुसार, परमाणु त्रिज्या कम हो जाती है (धीरे-धीरे इलेक्ट्रॉनों को जोड़ने का वर्णन लगभग समान विशेषताओं वाले ऑर्बिटल्स द्वारा किया जाता है; समूह के अनुसार, इलेक्ट्रॉन परतों की संख्या बढ़ने पर परमाणु त्रिज्या बढ़ती है (चित्र 1)।
चावल। 1. परमाणु त्रिज्या में आवधिक परिवर्तन
3. आयनीकरण ऊर्जाआयनिक त्रिज्या के लिए समान पैटर्न देखे जाते हैं। यह ध्यान दिया जाना चाहिए कि धनायन (धनात्मक आवेशित आयन) की आयनिक त्रिज्या परमाणु त्रिज्या से अधिक है, जो बदले में आयन (ऋणात्मक रूप से आवेशित आयन) की आयनिक त्रिज्या से अधिक है।
(ई और) एक परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन को निकालने के लिए आवश्यक ऊर्जा की मात्रा है, अर्थात। एक तटस्थ परमाणु को धनावेशित आयन (धनायन) में बदलने के लिए आवश्यक ऊर्जा।
ई 0 - → ई + + ई और< Е и 2 < Е и 3 <….Энергии ионизации отражают дискретность структуры электронных слоев и оболочек атомов химических элементов.
4. इलेक्ट्रॉन आत्मीयताई और प्रति परमाणु इलेक्ट्रॉनवोल्ट (ईवी) में मापा जाता है। आवर्त सारणी के समूह के भीतर, तत्वों के परमाणु नाभिक के बढ़ते आवेश के साथ परमाणुओं की आयनीकरण ऊर्जा का मान घटता जाता है। ई और के असतत मूल्यों की रिपोर्ट करके सभी इलेक्ट्रॉनों को रासायनिक तत्वों के परमाणुओं से क्रमिक रूप से हटाया जा सकता है।
इसके अलावा, ई और 1
(ई ई) - एक परमाणु में एक अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन जोड़ने पर निकलने वाली ऊर्जा की मात्रा, यानी।
5. प्रक्रिया ऊर्जा(वीए) - एक परमाणु की दूसरे परमाणु को इलेक्ट्रॉन देने की क्षमता। मात्रात्मक माप - ई और। यदि E बढ़ता है, तो BA घटता है और इसके विपरीत।
6. ऑक्सीडेटिव गतिविधि(OA) - एक परमाणु की दूसरे परमाणु से एक इलेक्ट्रॉन जोड़ने की क्षमता। मात्रात्मक माप ई ई। यदि ई ई बढ़ता है, तो ओए भी बढ़ता है और इसके विपरीत।
7. परिरक्षण प्रभाव- इसके और नाभिक के बीच अन्य इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति के कारण किसी दिए गए इलेक्ट्रॉन पर नाभिक के सकारात्मक चार्ज के प्रभाव को कम करना। परमाणु में इलेक्ट्रॉन परतों की संख्या के साथ परिरक्षण बढ़ता है और बाहरी इलेक्ट्रॉनों का नाभिक के प्रति आकर्षण कम हो जाता है। परिरक्षण के विपरीत प्रवेश प्रभाव, इस तथ्य के कारण कि इलेक्ट्रॉन परमाणु अंतरिक्ष में किसी भी बिंदु पर स्थित हो सकता है। प्रवेश प्रभाव से इलेक्ट्रॉन और नाभिक के बीच बंधन की ताकत बढ़ जाती है।
8. ऑक्सीकरण अवस्था (ऑक्सीकरण संख्या)- किसी यौगिक में किसी तत्व के परमाणु का काल्पनिक आवेश, जो पदार्थ की आयनिक संरचना की धारणा से निर्धारित होता है। आवर्त सारणी की समूह संख्या उच्चतम सकारात्मक ऑक्सीकरण अवस्था को इंगित करती है जो किसी दिए गए समूह के तत्वों के यौगिकों में हो सकती है। अपवाद तांबे उपसमूह की धातुएं, ऑक्सीजन, फ्लोरीन, ब्रोमीन, लौह परिवार की धातुएं और समूह VIII के अन्य तत्व हैं। जैसे-जैसे किसी अवधि में परमाणु आवेश बढ़ता है, अधिकतम सकारात्मक ऑक्सीकरण अवस्था बढ़ती है।
9. इलेक्ट्रोनगेटिविटी, उच्च हाइड्रोजन और ऑक्सीजन यौगिकों की संरचना, थर्मोडायनामिक, इलेक्ट्रोलाइटिक गुण, आदि।
समस्या समाधान के उदाहरण
उदाहरण 1
| व्यायाम | इलेक्ट्रॉनिक सूत्र का उपयोग करके तत्व (Z=23) और उसके यौगिकों (ऑक्साइड और हाइड्रॉक्साइड) के गुणों को चिह्नित करें: परिवार, अवधि, समूह, वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या, जमीन और उत्तेजित अवस्था में वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के लिए इलेक्ट्रॉन ग्राफिक सूत्र, मुख्य ऑक्सीकरण राज्य (अधिकतम और न्यूनतम), ऑक्साइड और हाइड्रॉक्साइड के सूत्र। |
| समाधान | 23 वी 1एस 2 2एस 2 2पी 6 3एस 3 3पी 6 3डी 3 4एस 2 डी-तत्व, धातु, ;-वें अवधि में, वी समूह में, उपसमूह में है। संयोजकता इलेक्ट्रॉन 3d 3 4s 2. ऑक्साइड वीओ, वी 2 ओ 3, वीओ 2, वी 2 ओ 5। हाइड्रॉक्साइड्स V(OH)2, V(OH)3, VO(OH)2, HVO3। जमीनी राज्य उत्साहित राज्य न्यूनतम ऑक्सीकरण अवस्था "+2" है, अधिकतम "+5" है। |
2.3. डी.आई.मेंडेलीव का आवधिक कानून।
कानून की खोज और प्रतिपादन डी.आई. मेंडेलीव ने किया था: "सरल निकायों के गुण, साथ ही तत्वों के यौगिकों के रूप और गुण समय-समय पर तत्वों के परमाणु भार पर निर्भर होते हैं।" यह कानून तत्वों और उनके यौगिकों के गुणों के गहन विश्लेषण के आधार पर बनाया गया था। भौतिकी में उत्कृष्ट उपलब्धियाँ, मुख्य रूप से परमाणु संरचना के सिद्धांत के विकास ने, आवधिक कानून के भौतिक सार को प्रकट करना संभव बना दिया: रासायनिक तत्वों के गुणों में परिवर्तन की आवधिकता भरने की प्रकृति में आवधिक परिवर्तन के कारण होती है। जैसे-जैसे नाभिक के आवेश द्वारा निर्धारित इलेक्ट्रॉनों की संख्या बढ़ती है, इलेक्ट्रॉनों के साथ बाहरी इलेक्ट्रॉन परत बढ़ती है। आवेश आवर्त सारणी में तत्व की परमाणु संख्या के बराबर है। आवधिक नियम का आधुनिक सूत्रीकरण: "तत्वों के गुण और उनसे बनने वाले सरल और जटिल पदार्थ समय-समय पर परमाणुओं के नाभिक के आवेश पर निर्भर होते हैं।" 1869-1871 में डी.आई. मेंडेलीव द्वारा बनाया गया। आवर्त प्रणाली तत्वों का एक प्राकृतिक वर्गीकरण है, जो आवर्त नियम का गणितीय प्रतिबिंब है।
मेंडेलीव न केवल इस कानून को सटीक रूप से तैयार करने वाले और इसकी सामग्री को एक तालिका के रूप में प्रस्तुत करने वाले पहले व्यक्ति थे, जो क्लासिक बन गई, बल्कि इसे व्यापक रूप से प्रमाणित भी किया, एक मार्गदर्शक वर्गीकरण सिद्धांत के रूप में और वैज्ञानिक के लिए एक शक्तिशाली उपकरण के रूप में इसका विशाल वैज्ञानिक महत्व दिखाया। अनुसंधान।
आवधिक नियम का भौतिक अर्थ. इसे तभी खोला गया जब यह पता चला कि प्राथमिक आवेश की एक इकाई द्वारा एक रासायनिक तत्व से पड़ोसी तत्व (आवर्त सारणी में) में जाने पर परमाणु के नाभिक का आवेश बढ़ जाता है। संख्यात्मक रूप से, नाभिक का आवेश आवर्त सारणी में संबंधित तत्व के परमाणु क्रमांक (परमाणु क्रमांक Z) के बराबर होता है, अर्थात, नाभिक में प्रोटॉन की संख्या, बदले में संबंधित तटस्थ के इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बराबर होती है। परमाणु. परमाणुओं के रासायनिक गुण उनके बाहरी इलेक्ट्रॉन कोश की संरचना से निर्धारित होते हैं, जो समय-समय पर बढ़ते परमाणु आवेश के साथ बदलते हैं, और इसलिए, आवधिक कानून नाभिक के आवेश में परिवर्तन के विचार पर आधारित है। परमाणु, न कि तत्वों का परमाणु द्रव्यमान। आवधिक कानून का एक स्पष्ट उदाहरण Z के आधार पर कुछ भौतिक मात्राओं (आयनीकरण क्षमता, परमाणु त्रिज्या, परमाणु मात्रा) में आवधिक परिवर्तन के वक्र हैं। आवधिक कानून के लिए कोई सामान्य गणितीय अभिव्यक्ति नहीं है। आवधिक कानून का अत्यधिक प्राकृतिक वैज्ञानिक और दार्शनिक महत्व है। इससे सभी तत्वों पर उनके पारस्परिक संबंध पर विचार करना और अज्ञात तत्वों के गुणों की भविष्यवाणी करना संभव हो गया। आवधिक कानून के लिए धन्यवाद, कई वैज्ञानिक खोजें (उदाहरण के लिए, पदार्थ की संरचना के अध्ययन के क्षेत्र में - रसायन विज्ञान, भौतिकी, भू-रसायन विज्ञान, ब्रह्मांड रसायन विज्ञान, खगोल भौतिकी में) उद्देश्यपूर्ण हो गई हैं। आवधिक कानून द्वंद्वात्मकता के सामान्य कानूनों की स्पष्ट अभिव्यक्ति है, विशेष रूप से मात्रा के गुणवत्ता में संक्रमण के कानून की।
आवधिक कानून के विकास के भौतिक चरण को कई चरणों में विभाजित किया जा सकता है:
1. इलेक्ट्रॉन और रेडियोधर्मिता की खोज के आधार पर परमाणु की विभाज्यता की स्थापना (1896-1897);
2. परमाणु संरचना के मॉडल का विकास (1911-1913);
3. आइसोटोप प्रणाली की खोज और विकास (1913);
4. मोसले के नियम (1913) की खोज, जो आवर्त सारणी में परमाणु आवेश और तत्व संख्या को प्रयोगात्मक रूप से निर्धारित करना संभव बनाती है;
5. परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनिक कोशों की संरचना के बारे में विचारों के आधार पर आवधिक प्रणाली के सिद्धांत का विकास (1921-1925);
6. आवधिक प्रणाली के क्वांटम सिद्धांत का निर्माण (1926-1932)।
2.4. अज्ञात तत्वों के अस्तित्व की भविष्यवाणी करना।
आवर्त नियम की खोज में सबसे महत्वपूर्ण बात उन रासायनिक तत्वों के अस्तित्व की भविष्यवाणी है जिनकी अभी तक खोज नहीं हुई है। एल्यूमीनियम अल के तहत, मेंडेलीव ने इसके एनालॉग "ईका-एल्यूमीनियम" के लिए, बोरॉन बी के तहत - "ईका-बोरॉन" के लिए, और सिलिकॉन सी के तहत - "ईका-सिलिकॉन" के लिए जगह छोड़ी। इसे मेंडेलीव ने अभी तक अनदेखे रासायनिक तत्व कहा है। उसने उन्हें एल, ईब और ईएस प्रतीक भी दिए।
तत्व "एक्सासिलिकॉन" के बारे में मेंडेलीव ने लिखा: "मुझे ऐसा लगता है कि निस्संदेह गायब धातुओं में से सबसे दिलचस्प वह धातु होगी जो कार्बन एनालॉग्स के IV समूह से संबंधित है, अर्थात् तीसरी पंक्ति की धातु होगी सिलिकॉन के तुरंत बाद, और इसलिए हम इसे इकेसिलिसियम कहते हैं।" वास्तव में, यह अभी तक खोजा नहीं गया तत्व दो विशिष्ट गैर-धातुओं - कार्बन सी और सिलिकॉन सी - को दो विशिष्ट धातुओं - टिन एसएन और लेड पीबी से जोड़ने वाला एक प्रकार का "लॉक" बनने वाला था।
फिर उन्होंने आठ और तत्वों के अस्तित्व की भविष्यवाणी की, जिनमें "ड्विटेल्यूरियम" - पोलोनियम (1898 में खोजा गया), "इकायोड" - एस्टैटिन (1942-1943 में खोजा गया), "डिमैंगनीज" - टेक्नेटियम (1937 में खोजा गया), "एकेसिया" - शामिल हैं। फ़्रांस (1939 में खोला गया)
1875 में, फ्रांसीसी रसायनज्ञ पॉल-एमिल लेकोक डी बोइसबौड्रन ने खनिज वर्टज़ाइट - जिंक सल्फाइड ZnS - मेंडेलीव द्वारा भविष्यवाणी की गई "ईका-एल्यूमीनियम" की खोज की और उनके सम्मान में इसे गैलियम गा (फ्रांस का लैटिन नाम "गैलिया") नाम दिया। उसकी मातृभूमि.
मेंडेलीव ने ईका-एल्यूमीनियम के गुणों की सटीक भविष्यवाणी की: इसका परमाणु द्रव्यमान, धातु का घनत्व, एल 2 ओ 3 ऑक्साइड का सूत्र, एलसीएल 3 क्लोराइड, एल 2 (एसओ 4) 3 सल्फेट। गैलियम की खोज के बाद, इन सूत्रों को Ga 2 O 3, GaCl 3 और Ga 2 (SO 4) 3 के रूप में लिखा जाने लगा। मेंडेलीव ने भविष्यवाणी की थी कि यह एक बहुत ही फ्यूजिबल धातु होगी, और वास्तव में, गैलियम का पिघलने बिंदु 29.8 डिग्री सेल्सियस के बराबर निकला। फ्यूजिबिलिटी के मामले में, गैलियम पारा एचजी और सीज़ियम सीएस के बाद दूसरे स्थान पर है।
पृथ्वी की पपड़ी में गैलियम की औसत सामग्री अपेक्षाकृत अधिक है, द्रव्यमान के हिसाब से 1.5-10-30%, जो सीसा और मोलिब्डेनम की सामग्री के बराबर है। गैलियम एक विशिष्ट ट्रेस तत्व है। एकमात्र गैलियम खनिज गैलडाइट CuGaS2 है, जो बहुत दुर्लभ है। गैलियम सामान्य तापमान पर हवा में स्थिर रहता है। 260°C से ऊपर, शुष्क ऑक्सीजन में धीमी ऑक्सीकरण देखी जाती है (ऑक्साइड फिल्म धातु की रक्षा करती है)। गैलियम सल्फ्यूरिक और हाइड्रोक्लोरिक एसिड में धीरे-धीरे घुल जाता है, हाइड्रोफ्लोरिक एसिड में जल्दी घुल जाता है और नाइट्रिक एसिड में ठंड में स्थिर रहता है। गर्म क्षारीय घोल में गैलियम धीरे-धीरे घुलता है। ठंड में क्लोरीन और ब्रोमीन गैलियम के साथ प्रतिक्रिया करते हैं, गर्म होने पर आयोडीन। 300 डिग्री सेल्सियस से ऊपर के तापमान पर पिघला हुआ गैलियम सभी संरचनात्मक धातुओं और मिश्र धातुओं के साथ संपर्क करता है। गैलियम की एक विशिष्ट विशेषता तरल अवस्था (2200 डिग्री सेल्सियस) की बड़ी सीमा और 1100-1200 डिग्री सेल्सियस तक के तापमान पर कम वाष्प दबाव है। जियोकेमिस्ट्री गैलियम एल्युमीनियम की भू-रसायन विज्ञान से निकटता से संबंधित है, जो उनके भौतिक-रासायनिक गुणों की समानता के कारण है। स्थलमंडल में गैलियम का मुख्य भाग एल्यूमीनियम खनिजों में निहित है। बॉक्साइट और नेफलाइन में गैलियम की मात्रा 0.002 से 0.01% तक होती है। गैलियम की बढ़ी हुई सांद्रता स्पैलेराइट्स (0.01-0.02%), कठोर कोयले (जर्मेनियम के साथ) और कुछ लौह अयस्कों में भी देखी जाती है। गैलियम का अभी तक व्यापक औद्योगिक उपयोग नहीं हुआ है। एल्यूमीनियम उत्पादन में गैलियम के उप-उत्पाद उत्पादन का संभावित पैमाना अभी भी धातु की मांग से काफी अधिक है।
गैलियम का सबसे आशाजनक अनुप्रयोग GaAs, GaP, GaSb जैसे रासायनिक यौगिकों के रूप में है, जिनमें अर्धचालक गुण होते हैं। उनका उपयोग उच्च तापमान वाले रेक्टिफायर और ट्रांजिस्टर, सौर बैटरी और अन्य उपकरणों में किया जा सकता है जहां अवरुद्ध परत में फोटोइलेक्ट्रिक प्रभाव का उपयोग किया जा सकता है, साथ ही अवरक्त विकिरण रिसीवर में भी। गैलियम का उपयोग ऐसे ऑप्टिकल दर्पण बनाने के लिए किया जा सकता है जो अत्यधिक परावर्तक होते हैं। चिकित्सा में उपयोग किए जाने वाले पराबैंगनी विकिरण लैंप के कैथोड के रूप में पारा के बजाय गैलियम के साथ एल्यूमीनियम का एक मिश्र धातु प्रस्तावित किया गया है। उच्च तापमान थर्मामीटर (600-1300 डिग्री सेल्सियस) और दबाव गेज के निर्माण के लिए तरल गैलियम और इसके मिश्र धातुओं का उपयोग करने का प्रस्ताव है। बिजली परमाणु रिएक्टरों में तरल शीतलक के रूप में गैलियम और उसके मिश्र धातुओं का उपयोग दिलचस्प है (यह संरचनात्मक सामग्रियों के साथ ऑपरेटिंग तापमान पर गैलियम की सक्रिय बातचीत से बाधित होता है; यूटेक्टिक Ga-Zn-Sn मिश्र धातु में शुद्ध की तुलना में कम संक्षारक प्रभाव होता है) गैलियम)।
1879 में, स्वीडिश रसायनज्ञ लार्स निल्सन ने स्कैंडियम की खोज की, जिसकी भविष्यवाणी मेंडेलीव ने ईकाबोरोन ईबी के रूप में की थी। निल्सन ने लिखा: "इसमें कोई संदेह नहीं है कि ईकाबोरोन की खोज स्कैंडियम में की गई है... यह रूसी रसायनज्ञ के विचारों की स्पष्ट रूप से पुष्टि करता है, जिससे न केवल स्कैंडियम और गैलियम के अस्तित्व की भविष्यवाणी करना संभव हो गया, बल्कि उनके सबसे महत्वपूर्ण का अनुमान लगाना भी संभव हो गया।" संपत्तियाँ अग्रिम में। स्कैंडियम का नाम निल्सन की मातृभूमि स्कैंडिनेविया के सम्मान में रखा गया था, और उन्होंने इसे जटिल खनिज गैडोलिनाइट में खोजा था, जिसकी संरचना Be 2 (Y, Sc) 2 FeO 2 (SiO 4) 2 है। पृथ्वी की पपड़ी (क्लार्क) में स्कैंडियम की औसत सामग्री द्रव्यमान के अनुसार 2.2-10-3% है। चट्टानों में स्कैंडियम की मात्रा अलग-अलग होती है: अल्ट्राबेसिक चट्टानों में 5-10-4, बुनियादी चट्टानों में 2.4-10-3, मध्यवर्ती चट्टानों में 2.5-10-4, ग्रेनाइट और सिएनाइट्स में 3.10-4; तलछटी चट्टानों में (1-1,3).10-4. मैग्मैटिक, हाइड्रोथर्मल और सुपरजीन (सतह) प्रक्रियाओं के परिणामस्वरूप स्कैंडियम पृथ्वी की पपड़ी में केंद्रित है। स्कैंडियम के अपने दो खनिज ज्ञात हैं - टोर्टवेटाइट और स्टेरेटाइट; वे अत्यंत दुर्लभ हैं. स्कैंडियम एक नरम धातु है, इसकी शुद्ध अवस्था में इसे आसानी से संसाधित किया जा सकता है - जाली, रोल, मुद्रांकित। स्कैंडियम के उपयोग का दायरा बहुत सीमित है। स्कैंडियम ऑक्साइड का उपयोग हाई-स्पीड कंप्यूटर के मेमोरी तत्वों के लिए फेराइट बनाने के लिए किया जाता है। रेडियोधर्मी 46Sc का उपयोग न्यूट्रॉन सक्रियण विश्लेषण और चिकित्सा में किया जाता है। स्कैंडियम मिश्र धातुएं, जिनमें कम घनत्व और उच्च गलनांक होता है, रॉकेट और विमान निर्माण में संरचनात्मक सामग्री के रूप में आशाजनक हैं, और कई स्कैंडियम यौगिकों का उपयोग फॉस्फोर, ऑक्साइड कैथोड के निर्माण, ग्लास और सिरेमिक उत्पादन में किया जा सकता है। रासायनिक उद्योग (उत्प्रेरक के रूप में) और अन्य क्षेत्रों में। 1886 में, फ्रीबर्ग में खनन अकादमी के एक प्रोफेसर, जर्मन रसायनज्ञ क्लेमेंस विंकलर ने एजी 8 जीईएस 6 संरचना के साथ दुर्लभ खनिज आर्गीरोडाइट का विश्लेषण करते हुए, मेंडेलीव द्वारा भविष्यवाणी की गई एक और तत्व की खोज की। विंकलर ने जिस तत्व की खोज की थी, उसका नाम अपनी मातृभूमि के सम्मान में जर्मेनियम Ge रखा, लेकिन किसी कारणवश कुछ रसायनज्ञों को इस पर तीखी आपत्ति हुई। उन्होंने विंकलर पर राष्ट्रवाद का आरोप लगाना शुरू कर दिया, मेंडेलीव द्वारा की गई खोज को हथियाने का आरोप लगाया, जिन्होंने पहले ही तत्व को "एकासिलिसियम" नाम और प्रतीक ईएस दिया था। निराश होकर विंकलर ने सलाह के लिए खुद दिमित्री इवानोविच की ओर रुख किया। उन्होंने समझाया कि नए तत्व के खोजकर्ता को ही इसे एक नाम देना चाहिए। पृथ्वी की पपड़ी में जर्मेनियम की कुल सामग्री द्रव्यमान के हिसाब से 7.10-4% है, यानी, उदाहरण के लिए, सुरमा, चांदी, बिस्मथ से अधिक। हालाँकि, जर्मेनियम के अपने खनिज अत्यंत दुर्लभ हैं। उनमें से लगभग सभी सल्फोसाल्ट हैं: जर्मेनाइट Cu2 (Cu, Fe, Ge, Zn)2 (S, As)4, आर्गीरोडाइट Ag8GeS6, कॉन्फील्डाइट Ag8(Sn, Ce) S6, आदि। जर्मेनियम का बड़ा हिस्सा बड़ी मात्रा में बिखरा हुआ है। पृथ्वी की पपड़ी की चट्टानें और खनिज: अलौह धातुओं के सल्फाइड अयस्कों में, लौह अयस्कों में, कुछ ऑक्साइड खनिजों (क्रोमाइट, मैग्नेटाइट, रूटाइल, आदि) में, ग्रेनाइट्स, डायबेस और बेसाल्ट में। इसके अलावा, जर्मेनियम लगभग सभी सिलिकेट्स, कुछ कोयले और तेल भंडारों में मौजूद होता है। जर्मेनियम आधुनिक अर्धचालक प्रौद्योगिकी में सबसे मूल्यवान सामग्रियों में से एक है। इसका उपयोग डायोड, ट्रायोड, क्रिस्टल डिटेक्टर और पावर रेक्टिफायर बनाने के लिए किया जाता है। मोनोक्रिस्टलाइन जर्मेनियम का उपयोग डोसिमेट्रिक उपकरणों और उपकरणों में भी किया जाता है जो निरंतर और वैकल्पिक चुंबकीय क्षेत्रों की ताकत को मापते हैं। जर्मेनियम के लिए आवेदन का एक महत्वपूर्ण क्षेत्र इन्फ्रारेड तकनीक है, विशेष रूप से 8-14 माइक्रोन के क्षेत्र में काम करने वाले इन्फ्रारेड विकिरण डिटेक्टरों का उत्पादन। जर्मेनियम, GeO2-आधारित ग्लास और अन्य जर्मेनियम यौगिकों से युक्त कई मिश्र धातुएँ व्यावहारिक उपयोग के लिए आशाजनक हैं।
मेंडेलीव उत्कृष्ट गैसों के समूह के अस्तित्व की भविष्यवाणी नहीं कर सके और सबसे पहले उन्हें आवर्त सारणी में जगह नहीं मिली।
1894 में अंग्रेजी वैज्ञानिकों डब्ल्यू. रामसे और जे. रेले द्वारा आर्गन आर की खोज ने तुरंत आवर्त नियम और तत्वों की आवर्त सारणी के बारे में गर्म चर्चा और संदेह पैदा कर दिया। मेंडेलीव ने शुरू में आर्गन को नाइट्रोजन का एक एलोट्रोपिक संशोधन माना और केवल 1900 में, अपरिवर्तनीय तथ्यों के दबाव में, आवर्त सारणी में रासायनिक तत्वों के "शून्य" समूह की उपस्थिति से सहमत हुए, जिस पर आर्गन के बाद खोजी गई अन्य महान गैसों का कब्जा था। अब इस समूह को VIIIA के नाम से जाना जाता है।
1905 में, मेंडेलीव ने लिखा: "जाहिरा तौर पर, भविष्य में आवधिक कानून के विनाश का खतरा नहीं है, बल्कि केवल अधिरचना और विकास का वादा करता है, हालांकि एक रूसी के रूप में वे मुझे मिटाना चाहते थे, खासकर जर्मन।"
आवधिक कानून की खोज ने रसायन विज्ञान के विकास और नए रासायनिक तत्वों की खोज को गति दी।
लिसेयुम परीक्षा, जिस पर बूढ़े डेरझाविन ने युवा पुश्किन को आशीर्वाद दिया। मीटर की भूमिका कार्बनिक रसायन विज्ञान के प्रसिद्ध विशेषज्ञ शिक्षाविद यू.एफ. फ्रिट्ज़ ने निभाई। उम्मीदवार की थीसिस डी.आई. मेंडेलीव ने 1855 में मुख्य शैक्षणिक संस्थान से स्नातक की उपाधि प्राप्त की। उनकी थीसिस "रचना के क्रिस्टलीय रूप के अन्य संबंधों के संबंध में समरूपता" उनकी पहली प्रमुख वैज्ञानिक बन गई...
मुख्य रूप से तरल पदार्थों की केशिकाता और सतह तनाव के मुद्दे पर, और अपने ख़ाली समय को युवा रूसी वैज्ञानिकों के बीच बिताया: एस.पी. बोटकिना, आई.एम. सेचेनोवा, आई.ए. वैश्नेग्रैडस्की, ए.पी. बोरोडिन और अन्य। 1861 में, मेंडेलीव सेंट पीटर्सबर्ग लौट आए, जहां उन्होंने विश्वविद्यालय में कार्बनिक रसायन विज्ञान पर व्याख्यान देना फिर से शुरू किया और उस समय के लिए उल्लेखनीय एक पाठ्यपुस्तक प्रकाशित की: "कार्बनिक रसायन",...