ქიმიურ ელემენტთა პერიოდული სისტემა

ქიმიური ელემენტების სისტემატიზაციის ცდები (მსგავსი ქიმიური თვისებების მიხედვით) ჯერ კიდევ XIX საუკუნის 30-იან წლებიდან დაიწყო. 1864 წელს დ. მაიერმა ატომურ მასათა მონაცემების საფუძველზე შეადგინა ტაბულა, რომელშიც აჩვენა ელემენტთა რამდენიმე ჯგუფის ატომური მასებისა და თვისებების ურთიერთშესაბამისობა, მაგრამ ზოგადი თეორიული დასკვნა მას არ გაუკეთებია. დ. მენდელეევის შეფასებით, ელემენტთა პერიოდული სისტემის განმტკიცებას ხელი შეუწყო პ. მელიქიშვილისა და მისი მოწაფის ლ. პისარჟევსკის შრომებმა.

2012 წლის მონაცემებით, ელემენტთა პერიოდული სისტემა მოიცავდა 118 ქიმიურ ელემენტს. მისი წინამორბედი იყო დ. მენდელეევის მიერ 1869 შედგენილი ცხრილი, რომელიც მეცნიერმა შემდგომი ორი წლის მანძილზე სრულყო — ელემენტები დაყო მწკრივებად, პერიოდებად, ჯგუფებად და უწოდა ელემენტთა პერიოდული სისტემა. ელემენტთა პერიოდული სისტემის გრაფიკული გამოსახულებების მრავალი ვარიანტიდან, როლებიც უპირატესად ცხრილების სახით იყო წაროდგენილი, განსაკუთრებით გავრცელდა სამი ფორმა: მოკლე, რომელიც მენდელეევმა წამოადგინა, გრძელი და კიბისებრი.

• 
  ელემენტთა პერიოდული სისტემის მოკლე ფორმა
• 
  ელემენტთა პერიოდული სისტემის გრძელი ფორმა
• 
  ელემენტთა პერიოდული სისტემის კიბისებური ფორმა

მეტად მნიშვნელოვანი იყო ელემენტთა პერიოდული სისტემაში ელემენტების ადგილის დაკავშირება პერიოდისა და ჯგუფის ნომერთან. ამის საფუძველზე შესაძლებელი გახდა ზოგიერთი ელემენტის იმ დროს მიღებული ატომური ასის შესწორება. დ. მენდელეევმა ელემენტთა პერიოდული სისტემის საფუძველზე იწინასწარმეტყველა მანამდე უცნობი ელემენტების „ეკაბორის“ Sc, „ეკაალუმინის“ Ga, „ეკასილიციუმის“ Ge არსებობა და მათი ნაერთების თვისებები, რაც შემდგომში დაადასტურა და პერიოდულობის კანონმა საყოველთაო აღიარება მოუპოვა. გაირკვა, რომ რიგობრივი ნომერი რიცხობრივად ელემენტის ატომის ბირთვის მუხტის სიდიდის ტოლია (ე. რეზერფორდი, ჰ. მოზლი). ნეიტრონების აღმოჩენის შემდეგ გასაგები გახდა ატომური მასისა და იზოტოპების არსი, ელემენტთა თვისებების პერიოდულობა დაუკავშირდა ატომის ელექტრონული გარსის აგებულებას.

დ. მენდელეევის სისტემაში ელემენტების თვისებების პერიოდულობა არ არის მარტივი. პირველი პერიოდი შედგება 2 ელემენტისაგან H და He. მას მოსდევს 2 რვა-რვა-წევრიანი პერიოდი. ეს არის მცირე პერიოდები. მათი ელენტები ერთმანეთის ჰომოლოგებს წარმოადგენენ, ესენია Li და Na, Be და Mg, B და Al და ა. შ. გარდა პირველისა, ყველა პერიოდი იწყება ლითონით და მთავრდება ინერტული აირით. პერიოდში ელემენტის თვისებები თანდათანობით იცვლება. Na ტიპური ლითონია, წარმოქმნის ძლიერ ტუტეს; Mg მკაფიოდ გამოხატულ ლითონურ თვისებებს იჩენს, მაგრამ ისეთი აქტიური არ არის, როგორც Na. Al უკვე ლითონ-არალითონია, მისი ჟანგი და ჰიდროჟანგი ამფოტერულია, Si არალითონია, P და S აქტიური არალითონებია, Cl ამ პერიოდში ყველაზე აქტიური არალითონია. მე-4 და მე-5 პერიოდები 18-18 წევრისაგან შესდგება. თითოეული მათგანის შედგენილობაში შედის VIII ჯგუფის 3-3 ელემენტი. თავისებურად იცვლება ელემენტების თვისებები მე-4 პერიოდის Sc-Zn მწკრივში. ასევე თავისებურად იცვლება ელემენტების თვისებები მე-5 პერიოდის Y-Cd მწკრივში. ამიტომ Sc-Zn და Y-Cd მწკრივის ელემენტებს გარდამავალი ელემენტები უწოდეს. ამ ორ დიდ პერიოდს მოჰყვება ყველაზე დიდი მე-6 პერიოდი, რომელიც 32 ელემენტს მოიცავს. ამ პერიოდში შედის ლანთანის მომდევნო 14 ელემენტი — ლანთანოიდები, რომელთა შორის დიდი მსგავსებაა. ეს პერიოდი შეიცავს აგრეთვე გარდამავალ ელემენტთა მწვრივს. უკანასკნელი მე-7 პერიოდი. გარდა Fr, Ra და Ac-ისა, მოიცავს 14 ელემენტისაგან შედგენილ აქტინოიდების ოჯახს და გარდამავალი ელემენტების მწკრივის პირველ წევრებს.

მოძველებული კლასიფიკაციით: 8-წევრიანმა პერიოდებმა განაპირობა 8 ვერტიკალური ჯგუფის ჩამოყალიბება (I, II, III, IV,V, VI,VII დაVIII). ამ ჯგუფებში 18-წევრიანი პერიოდის ელემენტები თავისებურადაა დალაგებული. დიდი პერიოდის ელემენტები2 მწკრივად ლაგდება: I მწკრივი 10 ელემენტს შეიცავს, II კი 8-ს. I მწკრივში უკანასკნელი 3 ელემენტი განლაგებულია VIII ჯგუფში ტრიადის საბით. ბუნებრივია, რომ დიდი და მცირე პერიოდების ელემენტებს შორის არ არის დიდი მსგავსება არც ვალენტობისა და არც სხვა თვისებების მიხედვით. ამიტომ თითთეული ჯგუფის ელემენტები გაყვეს 2 ქვეჯგუფად: მთავარი (ა) და თანაური (ბ) ქვეჯგუფის ელემენტებად.

მთავარი ქვეჯგუფების ელემენტების ქიმიური თვისებები არსებითადაა დამოკიდებული მათ განლაგებაზე ინერტული აირის მიმართ. სწორედ ამ ნიშნის მიხედვით არის დაყოფილი ელემენტები მთავარ და თანაქვეჯგუფებად. მთავარ ქვეჯგუფებს მიეკუთვნება ისელემენტები, რომელთა რიგობრივი რიცხვი1-2 ერთეულით მეტია ან 5-1 ერთეულით ნაკლებია ინერტული აირის რიგობრივ რიცხვზე. დანარჩენი ელემენტები მიეკუთვნება თანაქვეჯგუფებს. ამრიგად, მთავარი ქვეჯგუფი შედგება დიდი და მცირე პერიოდის ელემენტებისაგან, თანაქვეჯგუფები კი — მხოლოთ დიდი პერიოდის ელემენტებისაგან. არალითონებს მხოლოდ მთავარი ქვეჯგუფები მოიცავს, თანაქვეჯგუფები კი ლითონებისაგან შედგება.

მცირე პერიოდების ელემენტებს დ. მენდელეევმა ტიპური ელემენტები უწოდა, ხოლო იმ ქვეჯგუფებს, რომლებიც ტიპურ ელემენტებს შეიცავენ — მთავარი ქვეჯგუფები.

ტიპური ლითონები განლაგებულია I და II ჯგუფში. მარცხნიდან მარჯვნივ გადანაცვლებისას სუსტდება ლითონური თვისებები და ძლიერდება არალითონური თვისებები. ამიტომაც V და VI ჯგუფებში ტიპური არალითონებია, ხოლო VII-ში — ყველაზე აქტიური არალითონები. ინერტული აირი არის საზღვარი საპირისპირო თვისებების მქონე ელემენტებს — ლითონებსა და არალითონებს შორის.

ატომური მასის გადიდებისას ჯგუფში ძლიერდება ლითთნური თვისებები. მისი შემცირებით კი — არალითონური თვისებები. ყველაზე აქტიური ლითონია ცეზიუმი Cs. ყველაზე აქტიური არალითონი კი — ფთორი F. ამრიგად, ელემენტთა ლითონური თვისებები პერიოდულ სისტემაში ძლიერდება დიაგონალურად: მარჯვნიდან მარცხნივ, ზემოდან ქვემოთ. მისი საპირისპირო მიმართულებით კი ძლიერდება არალითონური თვისებები.

ელემენტთა პერიოდული სისტემის ფიზიკური არსის გარვვევა დაკავშირებულია კვანტური მექანიკის განვითარებასთან. კვანტური რიცხვებისა და პაულის პრინცივის საფუძველზე ელემენტთა თვისებების პერიოდულობა ბუნებრივ ახსნას პოულობს.

მოცემულ ენერგეტიკულ დონეზე (გარსზე) ელექტრონების მაქსიმალური რიცხვი N=2n², სადაც n მთავარი კვანტური რიცხვია. როდესაც n=1, 2, 3, 4, 5, შესაბამის გარსებს აღნიშნავენ K, L, M, N და O სიმბოლოებით.

n-ის ყოეელ მნიშვნვლობას შეესაბამება ენერგეტიკული დონე, რომელიც, თავის მხრივ, შედგება ქვედონეებისაგან. ქვედონეებს ახასიათებს მეორე კვანტური რიცხვი, რომელსაც გამოსახავენ l სიმბოლოთი და უწოდებენ ორბიტულ კვანტურ რიცხვს. მთავარი კვანტური რიცხვის ყოველ მნიშვნელობას შეესაბამება ორბიტული კვანტური რიცხვის დისკრეტული მნიშვნელობები. რომელიც იცვლება 0-იდან n-1-მდე.

l რიცხვის სიდიდე განსაზღვრავს ქვეგარსებზე ელექტრონების განლაგებას. l=0, 1, 2, 3 დაკავშირებულია ელექტრონების s, p, d, f მდგომარეობანი (მათ ხშირად უწოდებენ s, p, d, f ელექტრონებს). ყოველ ასეთ მდგომარეობას შეესაბამება გარკვეული ფორმის ორბიტალი, რომლებიც აგრეთვე s, p, d, f სიმბოლოებით აღინიშნება. მთავარი კვანტური რიცხვის მნიშვნელობების მიხედვით გვექნება 1s, 2s, 3s, ... 2p, 3p, 4p, ... 3d, 4d, 5d, 6d და 4f, 5f ქვეგარსები, სადაც ციფრები სიმბოლოების წინ გამოხატავს მთავარი კვანტური რიცხვის სიდიდეს.

ელექტრონების განაწილება თავისუფალ ენერგეტიკულ დონეებზე შედეგი პრინციპის შესაბამისად წარმოებს, პირველ რიგში შეივსება უდაბლესი ენერგეტიკული დონე, შემდეგ — მისი მომდევნოები (K, L, M და ა. შ.), Ar-ის შემდეგ კი — ენერგეტიკული დონე, რომელსაც განსაზღვრავს უფრო მეტი სიდიდის მთავარი კვანტური რიცხვი, მაგრამ დაბალი ორბიტული კვანტური რიცხვი. შესაბამისი დონე უფრო ადრე შეივსება, ვიდრე შუუვსებელი მის წინ მყოფი დონე. ამიტომაც ყოველ დიდ პერიოდში პირველ ორ ელემენტს გარე გარსზე (ლიტერატურაში ხშირად გარსის ნაცვლად ხმარობენ შრეს, ხოლო ქვეგარსის ნაცვლად — გარსს) აქვს s ელექტრონები და მხოლოდ III ჯგუფიდან იწყება d ქვეგარსის შევსება, რაც მთავრდება თანაქვეჯგუფის ელემენტებში. ქვეგარსების შევსების მიხედვით არჩევენ s, p, d და f ელემენტებს.

განხილული სურათი საშუალებას გვაძლვეს დავადგინოთ ატომთა ელექრონული გარსების პერიოდულობა. რიგობრივი რიცხვის გადიდებისას ივსება ახალი გარსები, რომლებშიც პერიოდულად მეორდება ელექტრონთა ერთნაირი ქვეგარსები (s; s, p; s, p, d; s, p, d, f). ამრიგად, ქიმიურ ელემენტების თვისებათა პერიოდულობას განაპირობებს ატომთა ელექტრონული გარსების აღნაგობის პერიოდულობა. ლანთანოიდებისა და აქტინოიდების ადგილმდებარეობის გარკეევა პერიოდულ სისტემაში არსებითად გააადვილა ატომის აღნაგობის თეორიის შემუშავებამ.

პვრიოდულობას ექვედებარება ელემენტთა ვალენტობის ცვლილება პერიოდებში. ვალენტობასთან უშუალოდ არის დაკავშირებული იონიზაციის პოტენციალები, რომელთა ცელილება აგრეთვე პერიოდულია.

პერიოდულობის კანონი მნიშვნელოვან როლს თამაშობს არა მარტო ახალი ელემენტების სინთეზში, არამედ ლითონთა ქიმიაში, ლითონთა ფიზიკაში და სხვა.

ქიმიურ ელემენტთა ნომენკლატურა 100-ზე მეტით ატომური რიცხვით:

• კოკოჩაშვილი ვ., ქართული საბჭოთა ენციკლოპედია, ტ. 4, თბ., 1979. — გვ. 87-89.
• Ball, Philip (2002). The Ingredients: A Guided Tour of the Elements. Oxford University Press. ISBN 0-19-284100-9. 
• Bouma, J. (1989). „An Application-Oriented Periodic Table of the Elements“. J. Chem. Ed. 66 (9): 741. Bibcode:1989JChEd..66..741B. doi:10.1021/ed066p741.
• Hjørland, Birger (2011). „The periodic table and the philosophy of classification“. Knowledge Organization. 38 (1): 9–21. ციტირების თარიღი: 2011-03-13.
• Kean, Sam (2010). The Disappearing Spoon - and other true tales from the Periodic Table. London: Black Swan. ISBN 978-0-552-77750-6. 
• Primo Levi, Primo (1984). The Periodic Table [1975]. London: Penguin Books. ISBN 978-0-141-39944-7. 
• Mazurs, E.G (1974). Graphical Representations of the Periodic System During One Hundred Years. Alabama: University of Alabama Press. 
• Moore, John (2003). Chemistry For Dummies. New York: Wiley Publications, გვ. 111. ISBN 978-0-7645-5430-8. OCLC 51168057. 
• Scerri, Eric (2007). The periodic table: its story and its significance. Oxford: Oxford University Press. ISBN 0-19-530573-6. 

პორტალი ქიმია