Pirmoji Mendelejevo periodinio įstatymo formuluotė. Mendelejevo periodinis dėsnis ir cheminių elementų periodinė lentelė. Šiuolaikinė periodinio įstatymo formuluotė yra tokia
Periodinis įstatymas Mendelejevas
DI Mendelejevo periodinis dėsnis yra pagrindinis dėsnis, nustatantis periodišką cheminių elementų savybių kitimą, priklausomai nuo jų atomų branduolių krūvių padidėjimo. I. Mendelejevas 1869 m. kovo mėn., kai lygino visų tuo metu žinomų elementų savybes ir jų atominių masių reikšmes. "Paprastų kūnų savybės, taip pat elementų junginių formos ir savybės, taigi ir jų suformuotų paprastų ir sudėtingų kūnų savybės, periodiškai priklauso nuo jų atominės masės." Grafinė (lentinė) periodinio dėsnio išraiška yra Mendelejevo sukurta periodinė elementų sistema.
https://pandia.ru/text/80/127/images/image002_66.jpg "width = 373 aukštis = 200 "aukštis =" 200">
1 pav. Atomų jonizacijos energijos priklausomybė nuo elemento eilės skaičiaus
Atomo giminingumo elektronui energija arba tiesiog afinitetas elektronui yra energija, išsiskirianti elektronui prisijungus prie laisvo atomo E jo pagrindinėje būsenoje, kai jis virsta neigiamu jonu E− (afinitetas atomas elektronui yra skaitiniu požiūriu lygus, bet priešingas atitinkamo izoliuoto vieno krūvio anijono energijos jonizacijos ženklu). Atomo elektroninio giminingumo priklausomybė nuo elemento atominio skaičiaus parodyta 2 paveiksle.
0 "style =" border-collapse: collapse; border: none">
Elektroninė konfigūracija
Elektronegatyvumas yra pagrindinė cheminė atomo savybė, kiekybinė molekulėje esančio atomo gebėjimo pritraukti bendras elektronų poras savybė. Atomo elektronegatyvumas priklauso nuo daugelio veiksnių, ypač nuo atomo valentinės būsenos, oksidacijos būsenos, koordinacijos skaičiaus, ligandų, sudarančių atomo aplinką molekulinėje sistemoje, pobūdžio ir nuo kai kurių kitų. . 3 paveiksle parodyta elektronegatyvumo priklausomybė nuo elemento serijos numerio.
 |
3 pav. Paulingo elektronegatyvumo skalė
V Pastaruoju metu elektronegatyvumui apibūdinti vis dažniau naudojamas vadinamasis orbitinis elektronegatyvumas, kuris priklauso nuo atominės orbitalės, dalyvaujančios jungties formavime, tipo ir nuo jos elektroninės populiacijos, ty nuo to, ar atominę orbitalę užima vieniša elektronų pora, kažkada apgyvendinta nesuporuoto elektrono arba yra laisva. Tačiau, nepaisant gerai žinomų elektronegatyvumo aiškinimo ir apibrėžimo sunkumų, jis visada yra būtinas norint kokybiškai aprašyti ir numatyti jungčių prigimtį molekulinėje sistemoje, įskaitant surišimo energiją, elektroninio krūvio pasiskirstymą ir kt.
Laikotarpiais būna Bendra tendencija elektronegatyvumo augimas, o pogrupiuose – jo kritimas. Mažiausias elektronegatyvumas yra I grupės s elementams, didžiausias – VII grupės p elementams.
Orbitos atominių spindulių verčių kitimo periodiškumas, priklausomai nuo elemento eilės skaičiaus, pasireiškia gana aiškiai, o pagrindiniai dalykai čia yra labai ryškūs maksimumai, atitinkantys šarminių metalų atomus. , ir tie patys minimumai, atitinkantys tauriąsias dujas. Orbitos atominių spindulių verčių sumažėjimas pereinant nuo šarminio metalo į atitinkamas (artimiausias) tauriąsias dujas, išskyrus Li-Ne seriją, yra nemonotoniškas, ypač kai yra pereinamųjų elementų (metalų) šeimos. ) ir tarp šarminio metalo ir tauriųjų dujų atsiranda lantanidai arba aktinidai. Dideliais laikotarpiais d ir f elementų šeimose pastebimas ne toks staigus spindulių sumažėjimas, nes orbitalės užpildomos elektronais prieš išorinį sluoksnį. Elementų pogrupiuose to paties tipo atomų ir jonų spinduliai paprastai didėja.
Oksidacijos būsena yra pagalbinė sąlyginė reikšmė oksidacijos, redukcijos ir redokso reakcijų procesams registruoti, skaitinė elektrinio krūvio vertė, priskiriama atomui molekulėje, darant prielaidą, kad elektronų poros, kurios sudaro ryšį, yra visiškai pasislinkusios į daugiau. elektronneigiami atomai.
Daugelis elementų gali parodyti ne vieną, o kelias skirtingas oksidacijos būsenas. Pavyzdžiui, chlorui žinomos visos oksidacijos būsenos nuo –1 iki +7, nors net ir vienos yra labai nestabilios, o mangano – nuo +2 iki +7. Didžiausios oksidacijos būsenos vertės periodiškai keičiasi priklausomai nuo elemento eilės skaičiaus, tačiau šis periodiškumas yra sudėtingas. Paprasčiausiu atveju elementų serijoje nuo šarminio metalo iki tauriųjų dujų didžiausia oksidacijos būsena padidėja nuo +1 (RbF) iki +8 (XeO4). Kitais atvejais didžiausia inertinių dujų oksidacijos būsena yra mažesnė (Kr + 4F4) nei ankstesnio halogeno (Br + 7О4−). Todėl didžiausios oksidacijos būsenos periodinės priklausomybės nuo elemento eilės kreivės maksimumai patenka arba į tauriąsias dujas, arba į prieš jas esantį halogeną (minimalūs visada yra ant šarminio metalo). Išimtis yra Li-Ne serija, kurioje didelės oksidacijos būsenos paprastai nėra žinomos nei halogenui (F), nei tauriosioms dujoms (Ne), o vidurinis serijos terminas, azotas, turi didžiausią aukščiausios oksidacijos būsenos vertę. ; todėl Li - Ne serijoje aukščiausios oksidacijos būsenos pokytis eina per maksimumą.
Bendru atveju aukščiausios oksidacijos būsenos padidėjimas elementų serijoje nuo šarminio metalo iki halogeno arba iki tauriųjų dujų jokiu būdu nėra monotoniškas, daugiausia dėl to, kad pereinamaisiais metalais pasireiškia didelės oksidacijos būsenos. Pavyzdžiui, didžiausios oksidacijos būsenos padidėjimas Rb-Xe serijoje nuo +1 iki +8 yra "sudėtingas" dėl to, kad molibdeno, technecio ir rutenio oksidacijos būsenos yra žinomos kaip +6 (MoO3), +7 (Tc2O7), +8 (RuO4).
Paprastų medžiagų oksidacinio potencialo kitimas, priklausomai nuo elemento eilės skaičiaus, taip pat yra periodiškas. Tačiau reikia turėti omenyje, kad paprastos medžiagos oksidacinį potencialą įtakoja įvairūs veiksniai, į kuriuos kartais reikia atsižvelgti individualiai. Todėl oksidacijos potencialo kitimo periodiškumas turėtų būti aiškinamas labai atsargiai. Galite rasti tam tikrų paprastų medžiagų oksidacinio potencialo kitimo sekų. Visų pirma, metalų serijoje, pereinant iš šarminio į po jo esančius elementus, sumažėja oksidacijos potencialas. Tai nesunkiai paaiškinama padidėjus atomų jonizacijos energijai, padidėjus pašalintų valentinių elektronų skaičiui. Todėl paprastų medžiagų oksidacijos potencialų priklausomybės nuo elemento eilės skaičiaus kreivėje yra šarminius metalus atitinkantys maksimumai.
: kaip perkeltine prasme pažymėjo garsus rusų chemikas N. D. Zelinskis, periodinis įstatymas buvo „visų visatos atomų tarpusavio ryšio atradimas“.
Istorija
Natūralios cheminių elementų klasifikacijos ir sisteminimo pagrindų paieškos pradėtos dar gerokai prieš Periodinio dėsnio atradimą. Sunkumai, su kuriais susidūrė pirmieji šioje srityje dirbę gamtos mokslininkai, kilo dėl eksperimentinių duomenų trūkumo: XIX amžiaus pradžioje žinomų cheminių elementų skaičius buvo mažas, o priimtos atomo vertės. daugelio elementų masės yra neteisingos.
Döbereinerio triados ir pirmosios elementų sistemos
XIX amžiaus 60-ųjų pradžioje vienu metu pasirodė keli kūriniai, kurie buvo prieš pat periodinį įstatymą.
Chancourtois spiralė
Newlands oktavos
Newlands Table (1866 m.)
Netrukus po de Chancourtois spiralės anglų mokslininkas Johnas Newlandsas bandė palyginti chemines elementų savybes su jų atominėmis masėmis. Išdėsčius elementus didėjančia jų atomų masių tvarka, Newlandsas pastebėjo, kad savybių panašumų atsiranda tarp vieno iš aštuonių elementų. Rastą dėsningumą Newlandsas pavadino oktavų dėsniu pagal analogiją su septyniais muzikinės skalės intervalais. Savo lentelėje jis suskirstė cheminius elementus į vertikalias grupes po septynis elementus ir tuo pačiu metu nustatė, kad (šiek tiek pakeitus kai kurių elementų tvarką) panašus cheminės savybės elementai patenka į tą pačią horizontalią liniją.
Johnas Newlandsas, be jokios abejonės, pirmasis davė keletą elementų, išdėstytų didėjančia atominių masių tvarka, priskyrė atitinkamą serijos numerį cheminiams elementams ir pastebėjo sistemingą ryšį tarp šios eilės ir fizikinių bei cheminių elementų savybių. Jis rašė, kad tokia seka kartojasi elementų savybės, kurių ekvivalentiniai svoriai (masės) skiriasi 7 vienetais arba reikšme, kuri yra 7 kartotinė, tai yra, tarsi aštuntasis elementas kartoja pirmosios savybės, kaip muzikoje aštunta nata kartojasi pirmiausia. Newlands stengėsi, kad ši priklausomybė, kuri iš tikrųjų būdinga šviesos elementams, būtų universali. Jo lentelėje panašūs elementai buvo išdėstyti horizontaliose eilutėse, tačiau visiškai skirtingų savybių elementai dažnai buvo toje pačioje eilutėje. Be to, Newlands kai kuriose ląstelėse turėjo sutalpinti du elementus; galiausiai lentelėje nebuvo tuščių tarpų; dėl to oktavų dėsnis buvo priimtas labai skeptiškai.
Odling ir Meier stalai
Periodinio dėsnio apraiškos, susijusios su elektronų afiniteto energija
Atomų afiniteto elektronui energijų periodiškumas natūraliai paaiškinamas tais pačiais veiksniais, kurie jau buvo pažymėti aptariant jonizacijos potencialus (žr. afiniteto energijos apibrėžimą elektronui).
Didžiausią afinitetą elektronui turi p- VII grupės elementai. Mažiausias elektronų afinitetas yra atomams, kurių konfigūracija yra s² (,,) ir s²p 6 (,) arba pusiau užpildyti. p-orbitos (,,):
Periodinio elektronegatyvumo dėsnio apraiškos
Griežtai tariant, pastovus elektronegatyvumas negali būti priskirtas elementui. Atomo elektronegatyvumas priklauso nuo daugelio veiksnių, ypač nuo atomo valentinės būsenos, formalios oksidacijos būsenos, koordinacijos skaičiaus, ligandų, sudarančių atomo aplinką molekulinėje sistemoje, pobūdžio ir kai kurių kitų. . Pastaruoju metu elektronegatyvumui apibūdinti vis dažniau naudojamas vadinamasis orbitinis elektronegatyvumas, kuris priklauso nuo atominės orbitalės, dalyvaujančios ryšiui formuotis, tipo ir nuo jos elektroninės populiacijos, ty nuo to, ar atominė orbita yra užimta. vieniša elektronų pora, vieną kartą apgyvendinta nesuporuotu elektronu arba yra laisva. Tačiau, nepaisant gerai žinomų elektronegatyvumo aiškinimo ir apibrėžimo sunkumų, jis visada yra būtinas kokybiniam molekulinės sistemos ryšių pobūdžio aprašymui ir prognozavimui, įskaitant surišimo energiją, elektroninio krūvio pasiskirstymą ir laipsnį. joniškumo, jėgos konstantos ir kt.
Svarbus atominio elektronegatyvumo periodiškumas dalis Periodinis dėsnis ir gali būti lengvai paaiškinamas remiantis nekintama, nors ir ne visiškai vienareikšmiška, elektronegatyvumo verčių priklausomybe nuo atitinkamų jonizacijos energijų ir elektronų giminingumo verčių.
Laikotarpiais pastebima bendra tendencija elektronegatyvumo didėjimui, o pogrupiuose – mažėjimui. Mažiausias elektronegatyvumas yra I grupės s elementams, didžiausias – VII grupės p elementams.
Periodinio dėsnio apraiškos atominių ir joninių spindulių atžvilgiu
Ryžiai. 4 Atomų orbitos spindulių priklausomybė nuo elemento eilės skaičiaus.
Periodiškas atomų ir jonų dydžio pokyčių pobūdis buvo žinomas ilgą laiką. Sunkumas čia slypi tame, kad dėl elektroninio judėjimo banginio pobūdžio atomai neturi griežtai apibrėžtų dydžių. Kadangi tiesioginis izoliuotų atomų absoliučių dydžių (spindulių) nustatymas neįmanomas, šiuo atveju dažnai naudojamos jų empirinės reikšmės. Jie gaunami iš išmatuotų tarpbranduolinių atstumų kristaluose ir laisvosiose molekulėse, kiekvieną tarpbranduolinį atstumą padalijant į dvi dalis ir vieną iš jų prilyginant pirmojo (iš dviejų, sujungtų atitinkamu cheminiu ryšiu) atomo spinduliui, o kitą – spinduliui. antrojo atomo. Šis skirstymas atsižvelgia į įvairius veiksnius, įskaitant pobūdį cheminis ryšys, dviejų surištų atomų oksidacijos būsena, kiekvieno iš jų koordinacijos pobūdis ir kt. Tokiu būdu gaunami vadinamieji metaliniai, kovalentiniai, joniniai ir van der Waals spinduliai. Van der Waals spinduliai turėtų būti laikomi nesurištų atomų spinduliais; jie randami tarpbranduoliniais atstumais kietose arba skystose medžiagose, kur atomai yra arti vienas kito (pavyzdžiui, atomai kietajame argone arba atomai iš dviejų gretimų N 2 molekulių kietajame azote), bet nėra tarpusavyje susiję bet koks cheminis ryšys...
Bet aišku geriausias aprašymas izoliuoto atomo efektyvusis dydis yra teoriškai apskaičiuota jo išorinių elektronų krūvio tankio pagrindinio maksimumo padėtis (atstumas nuo branduolio). Tai vadinamasis atomo orbitos spindulys. Orbitos atominių spindulių verčių kitimo periodiškumas, priklausomai nuo elemento eilės skaičiaus, pasireiškia gana aiškiai (žr. 4 pav.), o pagrindiniai dalykai čia yra labai ryškūs maksimumai, atitinkantys šarminių metalų atomai ir tie patys minimumai, atitinkantys tauriąsias dujas ... Orbitos atominių spindulių reikšmių sumažėjimas pereinant nuo šarminio metalo į atitinkamas (artimiausias) tauriąsias dujas, išskyrus serijas, yra nemonotoniškas, ypač kai yra pereinamųjų elementų (metalų) ir tarp šarminio metalo ir tauriųjų dujų atsiranda lantanidai arba aktinidai. Dideliais laikotarpiais šeimose d- ir f- elementų, pastebimas ne toks staigus spindulių sumažėjimas, nes orbitos užpildomos elektronais prieš išorinį sluoksnį. Elementų pogrupiuose to paties tipo atomų ir jonų spinduliai paprastai didėja.
Periodinio dėsnio apraiškos atomizacijos energijos atžvilgiu
Reikia pabrėžti, kad elemento oksidacijos būsena, būdama formali charakteristika, nesuteikia supratimo nei apie šio elemento atomų efektyvius krūvius junginyje, nei apie atomų valentingumą, nors oksidacijos būsena. dažnai vadinamas formaliuoju valentu. Daugelis elementų gali parodyti ne vieną, o kelias skirtingas oksidacijos būsenas. Pavyzdžiui, chlorui žinomos visos oksidacijos būsenos nuo –1 iki +7, nors net ir vienos yra labai nestabilios, o mangano – nuo +2 iki +7. Didžiausios oksidacijos būsenos vertės periodiškai keičiasi priklausomai nuo elemento eilės skaičiaus, tačiau šis periodiškumas yra sudėtingas. Paprasčiausiu atveju elementų serijoje nuo šarminio metalo iki tauriųjų dujų didžiausia oksidacijos laipsnis padidėja nuo +1 (F) iki +8 (O 4). Kitais atvejais didžiausia inertinių dujų oksidacijos laipsnis yra žemesnis (+4 F 4) nei ankstesnio halogeno (+7 O 4 -). Todėl didžiausios oksidacijos būsenos periodinės priklausomybės nuo elemento serijos numerio kreivėje maksimumai patenka arba į tauriąsias dujas, arba į prieš jas esantį halogeną (minimalūs visada yra ant šarminio metalo). Išimtis yra serija -, kurioje didelės oksidacijos būsenos paprastai nėra žinomos nei halogenui (), nei tauriosioms dujoms (), o vidurinis serijos terminas azotas turi didžiausią aukščiausios oksidacijos laipsnio reikšmę; todėl serijoje - aukščiausios oksidacijos būsenos pokytis pasirodo esantis per maksimumą. Bendru atveju aukščiausios oksidacijos būsenos padidėjimas elementų serijoje nuo šarminio metalo iki halogeno arba iki tauriųjų dujų jokiu būdu nėra monotoniškas, daugiausia dėl to, kad pereinamaisiais metalais pasireiškia didelės oksidacijos būsenos. Pavyzdžiui, aukščiausios oksidacijos būsenos padidėjimą serijoje - nuo +1 iki +8 "sunkina" tai, kad molibdenui, technečiui ir ruteniui tokios aukštos oksidacijos būsenos kaip +6 (О 3), +7 (2) О 7), + 8 (O 4).
Periodinio dėsnio apraiškos, susijusios su oksidaciniu potencialu
Vienas iš pačių svarbias savybes paprastos medžiagos oksidacijos potencialas, kuris atspindi pagrindinį paprastos medžiagos gebėjimą sąveikauti su vandeniniais tirpalais, taip pat jos turimas redokso savybes. Paprastų medžiagų oksidacinio potencialo kitimas, priklausomai nuo elemento eilės skaičiaus, taip pat yra periodiškas. Tačiau reikia turėti omenyje, kad paprastos medžiagos oksidacinį potencialą įtakoja įvairūs veiksniai, į kuriuos kartais reikia atsižvelgti individualiai. Todėl oksidacijos potencialo kitimo periodiškumas turėtų būti aiškinamas labai atsargiai.
| / Na + (aq) | / Mg 2+ (vandens) | / Al 3+ (aq) |
| 2,71 V | 2,37 V | 1,66 V |
| / K + (aq) | / Ca 2+ (akv.) | / Sc 3+ (aq) |
| 2,93 V | 2,87 V | 2,08V |
Galite rasti tam tikrų paprastų medžiagų oksidacinio potencialo kitimo sekų. Visų pirma, metalų serijoje, pereinant iš šarminio į po jo esančius elementus, oksidacijos potencialas mažėja (+ (aq) ir tt - hidratuotas katijonas):
Tai nesunkiai paaiškinama padidėjus atomų jonizacijos energijai, padidėjus pašalintų valentinių elektronų skaičiui. Todėl paprastų medžiagų oksidacijos potencialų priklausomybės nuo elemento eilės skaičiaus kreivėje yra šarminius metalus atitinkantys maksimumai. Tačiau tai nėra vienintelė paprastų medžiagų oksidacinio potencialo pasikeitimo priežastis.
Vidinis ir antrinis periodiškumas
s- ir R- elementai
Aukščiau pateiktos bendrosios atomų jonizacijos energijos verčių, atomų giminingumo elektronui energijos, elektronegatyvumo, atominių ir joninių spindulių, paprastų medžiagų purškimo energijos, oksidacijos būsenos pokyčių pobūdžio tendencijos. , nagrinėjami paprastų medžiagų oksidacijos potencialai nuo elemento atominio skaičiaus. Išsamiau ištyrus šias tendencijas, galima pastebėti, kad elementų savybių kitimo modeliai laikotarpiais ir grupėmis yra daug sudėtingesni. Elementų savybių kitimo pagal periodą pobūdyje pasireiškia vidinis periodiškumas, o grupėje – antrinis periodiškumas (1915 m. atrado E.V. Bironas).
Taigi, pereinant iš I grupės s elemento į R-VIII grupės elementas atomų jonizacijos energijos kreivėje ir jų spindulių kitimo kreivėje turi vidinius maksimumus ir minimumus (žr. 1, 2, 4 pav.).
Tai rodo vidinį periodinį šių savybių pasikeitimo pobūdį per laikotarpį. Minėtus dėsningumus galima paaiškinti naudojant branduolio ekranavimo koncepciją.
Branduolio ekranavimo efektas atsiranda dėl vidinių sluoksnių elektronų, kurie, ekranuodami branduolį, susilpnina išorinio elektrono trauką prie jo. Taigi, pereinant nuo berilio 4 prie boro 5, nepaisant padidėjusio branduolinio krūvio, atomų jonizacijos energija mažėja:
Ryžiai. 5 Paskutinių berilio lygių, 9,32 eV (kairėje) ir boro, 8,29 eV (dešinėje) struktūros diagrama
Taip yra todėl, kad potraukis į šerdį 2p- boro atomo elektronas susilpnėja dėl ekranavimo 2s- elektronai.
Akivaizdu, kad branduolio ekranavimas didėja didėjant vidinių elektronų sluoksnių skaičiui. Todėl pogrupiuose s- ir R-elementų, pastebima tendencija mažėti atomų jonizacijos energijai (žr. 1 pav.).
Jonizacijos energijos sumažėjimas nuo azoto 7 N iki deguonies 8 O (žr. 1 pav.) paaiškinamas abipusiu dviejų tos pačios orbitos elektronų atstūmimu:
Ryžiai. 6 Paskutinių azoto lygių, 14,53 eV (kairėje) ir deguonies, 13,62 eV (dešinėje) struktūros schema
Vienos orbitos elektronų ekranavimo ir abipusio atstūmimo efektas taip pat paaiškina vidinį periodinį pokyčio pobūdį per atomo spindulių periodą (žr. 4 pav.).
Ryžiai. 7 Antrinė periodinė išorinių p-orbitalių atomų spindulių priklausomybė nuo atominio skaičiaus
Ryžiai. 8 Antrinė periodinė atomų pirmosios jonizacijos energijos priklausomybė nuo atominio skaičiaus
Ryžiai. 9 Radialinis elektronų tankio pasiskirstymas natrio atome
Dėl savybių pasikeitimo pobūdžio s- ir R-elementų pogrupiuose, aiškiai pastebimas antrinis periodiškumas (7 pav.). Jai paaiškinti naudojama elektronų prasiskverbimo į branduolį sąvoka. Kaip parodyta 9 paveiksle, bet kurios orbitos elektronas tam tikrą laiką yra arti branduolio esančioje srityje. Kitaip tariant, išoriniai elektronai prasiskverbia į branduolį per vidinių elektronų sluoksnius. Kaip matyti iš 9 paveikslo, išorinis 3 s- natrio atomo elektronas turi labai didelę tikimybę būti šalia branduolio vidinėje srityje. KAM- ir L-elektroniniai sluoksniai.
Elektronų tankio koncentracija (elektronų prasiskverbimo laipsnis) esant tam pačiam pagrindiniam kvantiniam skaičiui yra didžiausia s-elektronų, mažiau - už R-elektronas, dar mažiau - už d-elektronas ir kt. Pavyzdžiui, kai n = 3, prasiskverbimo laipsnis mažėja sekoje 3 s>3p>3d(žr. 10 pav.).
Ryžiai. 10 Tikimybės rasti elektroną (elektronų tankis) per atstumą radialinis pasiskirstymas r nuo šerdies
Akivaizdu, kad prasiskverbimo efektas padidina ryšio tarp išorinių elektronų ir branduolio stiprumą. Dėl gilesnio įsiskverbimo s-elektronai labiau apsaugo branduolį nei R-elektronų, o pastarieji yra stipresni už d- elektronai ir kt.
Naudodamiesi elektronų įsiskverbimo į branduolį koncepcija, panagrinėkime anglies pogrupio elementų atomų spindulio kitimo pobūdį. Eilėje - - - - būdinga bendra tendencija didinti atomo spindulį (žr. 4, 7 pav.). Tačiau šis padidėjimas nėra monotoniškas. Eidamas iš Si į Ge, išorinis R- elektronai prasiskverbia pro ekraną iš dešimties 3 d-elektronus ir taip sustiprinti ryšį su branduoliu bei suspausti atomo elektronų apvalkalą. Sumažinti 6 p-Pb orbitalės, palyginti su 5 R-orbitinis Sn atsiranda dėl 6 įsiskverbimo p- elektronai po dvigubu ekranu dešimt 5 d-elektronai ir keturiolika 4 f- elektronai. Tai taip pat paaiškina C-Pb serijos atomų jonizacijos energijos pokyčio nemonotoniškumą ir didesnę jo reikšmę Pb, palyginti su Sn atomu (žr. 1 pav.).
d- Elementai
Išoriniame atomų sluoksnyje d-elementuose (išskyrus) yra 1-2 elektronai ( ns- būklė). Likę valentiniai elektronai yra (n-1) d-būsena, tai yra prieš išorinį sluoksnį.
Tokia atomų elektronų apvalkalų struktūra lemia kai kurias bendras savybes d- elementai. Taigi jų atomai pasižymi palyginti žemomis pirmosios jonizacijos energijos vertėmis. Kaip matyti 1 pav., atomų jonizacijos energijos kitimo pobūdis per eilės laikotarpį d-elementai yra lygesni nei iš eilės s- ir p- elementai. Kai persikelia iš d-III grupės elementas į d-II grupės elementas, jonizacijos energijos reikšmės kinta nemonotoniškai. Taigi kreivės atkarpoje (1 pav.) matomos dvi sritys, atitinkančios atomų jonizacijos energiją, kuriose 3 d-orbitalės po vieną ir du elektronus. Užpildymas 3 d-orbitalės, po vieną elektroną baigiasi ties (3d 5 4s 2), o tai pasižymi nedideliu santykinio 4s 2 konfigūracijos stabilumo padidėjimu dėl 4s 2 -elektronų prasiskverbimo po 3d 5 konfigūracijos skydu . Aukščiausia vertė jonizacijos energija turi (3d 10 4s 2), kuri atitinka visišką 3 užbaigimą d-posluoksnis ir elektronų poros stabilizavimas dėl prasiskverbimo po ekranu 3 d 10 konfigūracijų.
Pogrupiuose d-elementų, atomų jonizacijos energijos vertės paprastai didėja. Tai galima paaiškinti elektronų prasiskverbimo į branduolį poveikiu. Taigi, jei u d- IV periodo išoriniai elementai 4 s- elektronai prasiskverbia pro ekraną 3 d-elektronai, tada 6-ojo periodo elementai turi išorinį 6 s-elektronai jau prasiskverbia po dvigubu ekranu 5 d- ir 4 f- elektronai. Pavyzdžiui:
| 22 Ti ... 3d 2 4s 2 | I = 6,82 eV |
| 40 Zr… 3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2 | I = 6,84 eV |
| 72 Hf… 4d 10 4f 14 5s 2 5p 6 5d 2 6s 2 | I = 7,5 eV |
Todėl, d-6-ojo laikotarpio išorinės b s-elektronai yra stipriau surišti su branduoliu, todėl atomų jonizacijos energija yra didesnė nei d-IV periodo elementai.
Atomų matmenys d-elementai yra tarpiniai tarp atomų dydžių s- ir p- šio laikotarpio elementai. Jų atomų spindulių pokytis per laikotarpį yra sklandesnis nei s- ir p- elementai.
Pogrupiuose d-elementų, atomų spinduliai paprastai didėja. Svarbu atkreipti dėmesį į tokią savybę: atominių ir joninių spindulių padidėjimą pogrupiuose d-elements iš esmės atitinka perėjimą nuo 4 elemento į 5 periodo elementą. Atitinkami atomų spinduliai d-šio pogrupio 5 ir 6 periodų elementai yra maždaug vienodi. Tai paaiškinama tuo, kad spindulių padidėjimą dėl elektronų sluoksnių skaičiaus padidėjimo pereinant iš 5 į 6 periodą kompensuoja f- suspaudimas, kurį sukelia užpildymas elektronais 4 f-posluoksnis adresu f-6 periodo elementai. Tokiu atveju f- vadinamas suspaudimas lantanoidas... Su panašiomis išorinių sluoksnių elektroninėmis konfigūracijomis ir maždaug vienodais atomų ir jonų dydžiais d-šio pogrupio 5 ir 6 periodų elementai pasižymi ypatingu savybių panašumu.
Skandio pogrupio elementai nepaklūsta nurodytiems modeliams. Šiam pogrupiui tipiški modeliai būdingi kaimyniniams pogrupiams s- elementai.
Periodinis dėsnis yra cheminės taksonomijos pagrindas
taip pat žr
Pastabos (redaguoti)
Literatūra
- Akhmetovas N. S. Neorganinės chemijos kurso aktualijos. - M .: Išsilavinimas, 1991 .-- 224 p. - ISBN 5-09-002630-0
- D. V. Korolkovas Neorganinės chemijos pagrindai. - M .: Išsilavinimas, 1982 .-- 271 p.
- Mendelejevas D.I. Chemijos pagrindai, t. 2. M .: Goskhimizdat, 1947.389 p.
- Mendelejevas D.I.// Enciklopedinis Brockhauso ir Efrono žodynas: 86 tomai (82 tomai ir 4 papildomi). - SPb. , 1890–1907 m.
Periodinis D.I. Mendelejevas ir periodinė cheminių elementų lentelė turi didelę reikšmę chemijos raidai. Pasinerkime į 1871-uosius, kai chemijos profesorius D.I. Daugelio bandymų ir klaidų metodu Mendelejevas padarė išvadą, kad "... elementų savybės, taigi ir jų suformuotų paprastų ir sudėtingų kūnų savybės, periodiškai priklauso nuo jų atominės masės." Elementų savybių pokyčių periodiškumas atsiranda dėl periodinio išorinio elektronų sluoksnio elektroninės konfigūracijos pasikartojimo, didėjant branduolio krūviui.
Šiuolaikinė periodinio įstatymo formuluotė ar tai:
„Cheminių elementų savybės (ty iš jų susidarančių junginių savybės ir forma) periodiškai priklauso nuo cheminių elementų atomų branduolinio krūvio.
Dėstydamas chemiją Mendelejevas suprato, kad kiekvieno elemento individualių savybių įsiminimas sukelia mokiniams sunkumų. Jis pradėjo ieškoti būdų, kaip sukurti sisteminį metodą, kuris padėtų lengviau atsiminti elementų savybes. Rezultatas buvo natūralus stalas, vėliau jis tapo žinomas kaip periodiškai.
Mūsų modernus stalas labai panašus į Mendelejevo. Panagrinėkime tai išsamiau.
Mendelejevo lentelė
Mendelejevo periodinė lentelė susideda iš 8 grupių ir 7 periodų.
Vertikalios lentelės stulpeliai vadinami grupėse ... Kiekvienos grupės elementai turi panašią cheminę ir fizines savybes... Taip yra dėl to, kad vienos grupės elementai turi panašias išorinio sluoksnio elektronines konfigūracijas, kurių elektronų skaičius yra lygus grupės skaičiui. Šiuo atveju grupė yra padalinta į didieji ir smulkieji pogrupiai.
V Pagrindiniai pogrupiai apima elementus, kuriuose valentiniai elektronai yra išoriniuose ns ir np polygiuose. V Šoniniai pogrupiai apima elementus, kurių valentiniai elektronai yra išoriniame ns polygyje ir vidiniame (n - 1) d polygyje (arba (n - 2) f polygyje).
Visi elementai yra Periodinė elementų lentelė , priklausomai nuo to, kuriame polygyje (s-, p-, d- ar f-) valentiniai elektronai skirstomi į: s-elementus (pagrindinio I ir II grupių pogrupio elementus), p-elementus (pagrindinių pogrupių elementus). III - VII grupės), d- elementai (šoninių pogrupių elementai), f- elementai (lantanidai, aktinidai).
Didžiausias elemento valentingumas (išskyrus O, F, vario pogrupio elementus ir aštuntąją grupę) yra lygus grupės, kurioje jis yra, skaičiui.
Pagrindinių ir antrinių pogrupių elementams aukštesniųjų oksidų (ir jų hidratų) formulės yra vienodos. Pagrindiniuose pogrupiuose vandenilio junginių sudėtis yra tokia pati šios grupės elementams. Kietieji hidridai sudaro pagrindinių I-III grupių pogrupių elementus, o IV-VII grupės sudaro dujinius vandenilio junginius. EN 4 tipo vandenilio junginiai yra neutralesni už junginius, EN 3 yra bazės, H 2 E ir NE yra rūgštys.
Horizontalios lentelės eilutės vadinamos laikotarpiais. Elementai laikotarpiais skiriasi vienas nuo kito, tačiau jiems bendra tai, kad paskutiniai elektronai yra tame pačiame energijos lygyje ( pagrindinis kvantinis skaičiusn- tas pats ).
Pirmasis periodas skiriasi nuo kitų tuo, kad yra tik 2 elementai: vandenilis H ir helis He.
Antrajame periode yra 8 elementai (Li - Ne). Litis Li - šarminis metalas pradeda laikotarpį ir uždaro savo tauriųjų dujų neoną Ne.
Trečiame periode, kaip ir antrajame, yra 8 elementai (Na – Ar). Šarminio metalo natris Na pradeda periodą, o tauriosios dujos argonas Ar jį uždaro.
Ketvirtajame periode yra 18 elementų (K - Kr) – Mendelejevas jį paskyrė pirmuoju dideliu periodu. Jis taip pat prasideda šarminiu metalu kaliu ir baigiasi inertinėmis dujomis kriptonu Kr. Ilgi laikotarpiai apima pereinamuosius elementus (Sc – Zn) – d- elementai.
Penktajame periode, panašiai kaip ir ketvirtajame, yra 18 elementų (Rb – Xe) ir jo struktūra panaši į ketvirtąjį. Jis taip pat prasideda nuo šarminio metalo rubidžio Rb ir baigiasi inertinėmis dujomis ksenonu Xe. Ilgi laikotarpiai apima pereinamuosius elementus (Y – Cd) – d- elementai.
Šeštasis periodas susideda iš 32 elementų (Cs – Rn). Išskyrus 10 d-elementai (La, Hf - Hg) jame yra 14 eilutė f-elementai (lantanidai) - Ce - Lu
Septintasis laikotarpis nesibaigė. Jis prasideda Francium Fr, galima manyti, kad jame, kaip ir šeštajame periode, bus jau rasti 32 elementai (iki elemento, kurio Z = 118).
Interaktyvi periodinė lentelė
Jei pažiūrėsi Periodinė elementų lentelė ir nubrėžkite įsivaizduojamą liniją, prasidedančią nuo boro ir baigiančią tarp polonio ir astatino, tada visi metalai bus kairėje linijos, o nemetalai - dešinėje. Elementai, esantys tiesiai prie šios linijos, turės ir metalų, ir nemetalų savybių. Jie vadinami metaloidais arba pusmetaliais. Tai boras, silicis, germanis, arsenas, stibis, telūras ir polonis.
Periodinis įstatymas
Mendelejevas pateikė tokią periodinio įstatymo formuluotę: „Paprastų kūnų savybės, taip pat elementų junginių formos ir savybės, taigi ir jų suformuotų paprastų ir sudėtingų kūnų savybės, periodiškai priklauso nuo jų atominės masės. “
Yra keturi pagrindiniai periodiniai modeliai:
Okteto taisyklė teigia, kad visi elementai linkę įgyti arba prarasti elektroną, kad gautų artimiausių tauriųjų dujų aštuonių elektronų konfigūraciją. Nes inertinių dujų išorinės s- ir p-orbitalės yra visiškai užpildytos, tada jos yra stabiliausi elementai.
Jonizacijos energija Tai energijos kiekis, reikalingas elektronui atskirti nuo atomo. Pagal okteto taisyklę, judant periodine lentele iš kairės į dešinę, elektronui atsiskirti reikia daugiau energijos. Todėl kairėje lentelės pusėje esantys elementai linkę prarasti elektroną ir su dešinioji pusė- jį įsigyti. Didžiausia inertinių dujų jonizacijos energija. Judant grupe žemyn jonizacijos energija mažėja, nes mažos energijos elektronai turi galimybę atstumti elektronus iš aukštesnių energijos lygių. Šis reiškinys pavadintas ekranavimo efektas... Dėl šio poveikio išoriniai elektronai yra mažiau tvirtai surišti su branduoliu. Judant per laikotarpį, jonizacijos energija sklandžiai didėja iš kairės į dešinę.
Elektronų giminingumas- energijos pokytis, kai dujinės būsenos medžiagos atomas gauna papildomą elektroną. Grupei judant žemyn, elektronų afinitetas tampa mažiau neigiamas dėl ekranavimo efekto.
Elektronegatyvumas- matas, kaip stipriai jis linkęs pritraukti kito su juo susijusio atomo elektronus. Elektronegatyvumas didėja įsikrausčius Periodinė elementų lentelė iš kairės į dešinę ir iš apačios į viršų. Reikėtų prisiminti, kad tauriosios dujos neturi elektronegatyvumo. Taigi labiausiai elektronegatyvus elementas yra fluoras.
Remdamiesi šiomis sąvokomis, nagrinėsime, kaip keičiasi atomų ir jų junginių savybės Periodinė elementų lentelė.
Taigi periodinėje priklausomybėje yra tokios atomo savybės, kurios yra susijusios su jo elektronine konfigūracija: atomo spindulys, jonizacijos energija, elektronegatyvumas.
Panagrinėkime atomų ir jų junginių savybių kitimą priklausomai nuo padėties in periodinė cheminių elementų lentelė.
Didėja atomo nemetališkumas judant periodinėje lentelėje iš kairės į dešinę ir iš apačios į viršų... Kalbant apie sumažėja pagrindinės oksidų savybės, o rūgštinės savybės didėja ta pačia tvarka – judant iš kairės į dešinę ir iš apačios į viršų. Šiuo atveju oksidų rūgštinės savybės yra stipresnės, tuo didesnė jį sudarančio elemento oksidacijos būsena.
Pagal laikotarpį iš kairės į dešinę pagrindinės savybės hidroksidai susilpnėja, pagrindų stiprumas didėja išilgai pagrindinių pogrupių iš viršaus į apačią. Be to, jei metalas gali sudaryti kelis hidroksidus, tada padidėjus metalo oksidacijos būsenai, pagrindinės savybės hidroksidai susilpnėja.
Pagal laikotarpį iš kairės į dešinę padidėja deguonies prisotintų rūgščių stiprumas. Judant iš viršaus į apačią vienoje grupėje, mažėja deguonies turinčių rūgščių stiprumas. Šiuo atveju rūgšties stiprumas didėja didėjant rūgštį sudarančio elemento oksidacijos būsenai.
Pagal laikotarpį iš kairės į dešinę didėja anoksinių rūgščių stiprumas. Judant iš viršaus į apačią vienoje grupėje, padidėja anoksinių rūgščių stiprumas.
Kategorijos,Alchemikai taip pat bandė rasti gamtos dėsnį, kuriuo remiantis būtų galima susisteminti cheminius elementus. Tačiau jiems trūko patikimos ir išsamios informacijos apie elementus. Iki XIX amžiaus vidurio. žinių apie cheminius elementus tapo pakankamai, o elementų skaičius taip išaugo, kad moksle atsirado natūralus poreikis juos klasifikuoti. Pirmieji bandymai suskirstyti elementus į metalus ir nemetalus buvo nepagrįsti. D. I. Mendelejevo pirmtakai (I. V. Debereineris, J. A. Newlandsas, L. Yu. Meyeris) daug nuveikė ruošdami periodinio dėsnio atradimą, bet negalėjo suvokti tiesos. Dmitrijus Ivanovičius nustatė ryšį tarp elementų masės ir jų savybių.
Dmitrijus Ivanovičius gimė Tobolske. Jis buvo septynioliktas vaikas šeimoje. Gimtajame mieste baigęs vidurinę mokyklą, Dmitrijus Ivanovičius įstojo į Sankt Peterburgo pagrindinį pedagoginį institutą, po kurio su aukso medaliu dvejiems metams išvyko į mokslinę kelionę į užsienį. Grįžęs buvo pakviestas į Sankt Peterburgo universitetą. Pradėjęs skaityti chemijos paskaitas, Mendelejevas nerado nieko, ką būtų galima rekomenduoti studentams studijų vadovas... Ir nusprendė parašyti naują knygą – „Chemijos pagrindai“.
Periodinio įstatymo atradimas buvo 15 metų sunkaus darbo. 1869 m. kovo 1 d. Dmitrijus Ivanovičius ketino verslo reikalais išvykti iš Peterburgo į provinciją.
Periodinis dėsnis buvo atrastas pagal atomo charakteristikas – santykinę atominę masę .
Mendelejevas sudėliojo cheminius elementus jų atominių masių didėjimo tvarka ir pastebėjo, kad elementų savybės pasikartoja po tam tikro intervalo – periodo, Dmitrijus Ivanovičius išdėstė periodus vieną po kito, kad panašūs elementai būtų vienas žemiau. kita - ant tos pačios vertikalės, taip buvo kuriami periodinės sistemos elementai.
1869 metų kovo 1 d D. I. periodinio įstatymo formuluotė. Mendelejevas.
Paprastų medžiagų savybės, taip pat elementų junginių formos ir savybės periodiškai priklauso nuo elementų atominių svorių vertės.
Deja, iš pradžių periodinio įstatymo šalininkų buvo labai mažai, net tarp rusų mokslininkų. Priešininkų yra daug, ypač Vokietijoje ir Anglijoje.
Periodinio dėsnio atradimas yra puikus mokslinio įžvalgumo pavyzdys: 1870 m. Dmitrijus Ivanovičius numatė trijų tada dar nežinomų elementų, kuriuos pavadino ekasilicium, ekaaliuminiu ir ekaboru, egzistavimą. Jis sugebėjo teisingai numatyti svarbiausias naujų elementų savybes. Ir dabar, praėjus 5 metams, 1875 m., prancūzų mokslininkas P.E. Lecoqas de Boisbaudranas, nieko nežinojęs apie Dmitrijaus Ivanovičiaus darbus, atrado naują metalą, pavadinęs jį galiu. Daugeliu savybių ir atradimo būdų galis sutapo su Mendelejevo numatytu eka-aliuminiu. Tačiau jo svoris pasirodė mažesnis nei prognozuota. Nepaisant to, Dmitrijus Ivanovičius išsiuntė laišką Prancūzijai, reikalaudamas savo prognozės.
Mokslo pasaulis buvo priblokštas dėl Mendelejevo savybių ekaaliuminis
pasirodė toks tikslus. Nuo šio momento chemijoje pradeda įsitvirtinti periodinis dėsnis.
1879 metais L. Nilssonas Švedijoje atrado skandį, kuris įkūnijo Dmitrijaus Ivanovičiaus numatytą ekabor
.
1886 metais K. Winkleris Vokietijoje atrado germanį, kuris pasirodė esąs ekasilikonas
.
Tačiau Dmitrijaus Ivanovičiaus Mendelejevo genijus ir jo atradimai yra ne tik šios prognozės!
Keturiose periodinės lentelės vietose D.I.Mendelejevas elementus išdėstė ne didėjančios atominės masės tvarka:
Dar XIX amžiaus pabaigoje D.I. Mendelejevas rašė, kad, matyt, atomas susideda iš kitų mažesnių dalelių. Po jo mirties 1907 m. buvo įrodyta, kad atomas susideda iš elementariųjų dalelių. Atomo sandaros teorija patvirtino Mendelejevo teisingumą, šių elementų pertvarkymas ne pagal atominių masių padidėjimą yra visiškai pagrįstas.
Šiuolaikinė periodinio įstatymo formuluotė.
Cheminių elementų ir jų junginių savybės periodiškai priklauso nuo jų atomų branduolių krūvio vertės, kuri išreiškiama periodišku išorinio valentinio elektroninio apvalkalo struktūros pasikartojimu.
Ir dabar, praėjus daugiau nei 130 metų po periodinio dėsnio atradimo, galime grįžti prie Dmitrijaus Ivanovičiaus žodžių, laikomų mūsų pamokos šūkiu: „Ateitis negresia sugriauti periodiniam įstatymui, o tik antstatui ir žadama plėtra“. Kiek cheminių elementų šiuo metu buvo atrasta? Ir tai toli gražu ne riba.
Grafinis periodinio dėsnio vaizdas yra periodinė cheminių elementų lentelė. Tai trumpas visos elementų ir jų junginių chemijos santrauka.
Periodinės lentelės savybių pokyčiai, padidėjus atominių svorių vertei per laikotarpį (iš kairės į dešinę):
1. Metalinės savybės mažėja
2. Didėja nemetalinės savybės
3. Aukštesniųjų oksidų ir hidroksidų savybės skiriasi nuo bazinių iki amfoterinių iki rūgščių.
4. Elementų valentingumas aukštesniųjų oksidų formulėse didėja nuo ašpriešVii, o lakiųjų vandenilio junginių formulėse mažėja nuo IV priešaš.
Pagrindiniai periodinės sistemos konstravimo principai.|
Palyginimo atributas |
D.I. Mendelejevas |
|
1. Kaip nustatoma elementų seka pagal skaičius? (Kas yra ps pagrindas?) |
Elementai yra išdėstyti santykinės atominės masės didėjimo tvarka. Tačiau yra išimčių. Ar – K, Co – Ni, Te – I, Th – Pa |
|
2. Elementų jungimo į grupes principas. |
Kokybinė savybė. Paprastų ir to paties tipo sudėtingų medžiagų savybių panašumas. |
|
3. Elementų jungimo į periodus principas. |
Periodinis Dmitrijaus Ivanovičiaus Mendelejevo dėsnis yra vienas iš pagrindinių gamtos dėsnių, susiejantis cheminių elementų ir paprastų medžiagų savybių priklausomybę nuo jų atominių masių. Šiuo metu dėsnis yra išgrynintas, o savybių priklausomybė paaiškinama atomo branduolio krūviu.
Įstatymą 1869 m. atrado rusų mokslininkas. Mendelejevas jį pristatė mokslo bendruomenei pranešime Rusijos chemijos draugijos suvažiavimui (pranešimą padarė kitas mokslininkas, nes Mendelejevas buvo priverstas skubiai išvykti Sankt Peterburgo laisvosios ekonomikos draugijos nurodymu). Tais pačiais metais buvo išleistas Dmitrijaus Ivanovičiaus studentams skirtas vadovėlis „Chemijos pagrindai“. Jame mokslininkas aprašė populiarių junginių savybes, taip pat bandė pateikti logišką cheminių elementų sisteminimą. Taip pat pirmą kartą joje buvo pateikta lentelė su periodiškai išsidėsčiusiais elementais, kaip grafinė periodinio dėsnio interpretacija. Visus vėlesnius metus Mendelejevas tobulino savo lentelę, pavyzdžiui, pridėjo inertinių dujų stulpelį, kuris buvo atrastas po 25 metų.
Mokslo bendruomenė ne iš karto priėmė didžiojo rusų chemiko idėjas net Rusijoje. Tačiau po to, kai buvo atrasti trys nauji elementai (galis 1875 m., skandis 1879 m. ir germanis 1886 m.), kuriuos numatė ir apibūdino Mendelejevas savo garsiojoje ataskaitoje, periodinis dėsnis buvo pripažintas.
- Tai universalus gamtos dėsnis.
- Įstatymą grafiškai vaizduojanti lentelė apima ne tik visus žinomus elementus, bet ir tuos, kurie iki šiol buvo atrasti.
- Visi nauji atradimai neturėjo įtakos įstatymo ir lentelės aktualumui. Lentelė tobulinama ir keičiama, tačiau jos esmė išliko nepakitusi.
- Leidžiama išsiaiškinti kai kurių elementų atominius svorius ir kitas charakteristikas, numatyti naujų elementų egzistavimą.
- Chemikai gavo patikimų patarimų, kaip ir kur ieškoti naujų elementų. Be to, įstatymas leidžia su didele tikimybe iš anksto nustatyti dar neatrastų elementų savybes.
- Suvaidino didžiulį vaidmenį plėtojant neorganinę chemiją XIX a.
Atradimų istorija
Yra graži legenda kad Mendelejevas sapne matė savo lentelę, o ryte pabudęs užsirašė. Tiesą sakant, tai tik mitas. Pats mokslininkas ne kartą yra sakęs, kad 20 savo gyvenimo metų skyrė periodinės elementų lentelės kūrimui ir tobulinimui.
Viskas prasidėjo, kai Dmitrijus Ivanovičius nusprendė parašyti neorganinės chemijos vadovėlį studentams, kuriame ketino susisteminti visas tuo metu žinomas žinias. Ir natūralu, kad jis rėmėsi savo pirmtakų pasiekimais ir atradimais. Pirmą kartą dėmesį į atominių svorių ir elementų savybių ryšį atkreipė vokiečių chemikas Döbereineris, mėginęs jam žinomus elementus suskaidyti į panašių savybių ir svorio triadas, kurios paklūsta. tam tikra taisyklė... Kiekvieno trigubo vidurio elemento svoris buvo artimas dviejų atokiausių elementų aritmetiniam vidurkiui. Taip mokslininkas sugebėjo suformuoti penkias grupes, pavyzdžiui, Li – Na – K; Cl – Br – I. Tačiau tai buvo toli gražu ne visi žinomi elementai. Be to, elementų tripletas aiškiai neišsėmė panašių savybių elementų sąrašo. Bandymų rasti bendrą modelį vėliau ėmėsi vokiečiai Gmelinas ir von Pettenkoferis, prancūzai J. Dumas ir de Chancourtois bei britai Newlands ir Odling. Labiausiai pažengęs buvo vokiečių mokslininkas Meyeris, kuris 1864 m. sudarė lentelę, labai panašią į periodinę lentelę, tačiau joje buvo tik 28 elementai, o 63 jau buvo žinomi.
Skirtingai nei jo pirmtakams, Mendelejevui pavyko 
sudaryti lentelę, kurioje būtų visi žinomi elementai, išdėstyti pagal tam tikrą sistemą. Tuo pačiu metu jis paliko kai kurias ląsteles tuščias, apytiksliai apskaičiuodamas kai kurių elementų atominius svorius ir apibūdindamas jų savybes. Be to, rusų mokslininkas turėjo drąsos ir įžvalgumo pareikšti, kad jo atrastas dėsnis yra universalus gamtos dėsnis ir pavadino jį „periodiniu dėsniu“. Sakydamas „a“, jis nuėjo toliau ir pataisė į lentelę netilpusių elementų atominius svorius. Atidžiau pažiūrėjus paaiškėjo, kad jo taisymai buvo teisingi, o jo aprašytų hipotetinių elementų atradimas tapo galutiniu naujojo dėsnio tiesos patvirtinimu: praktika įrodė teorijos pagrįstumą.
