દિમિત્રી ઇવાનોવિચ મેન્ડેલીવ દ્વારા રાસાયણિક તત્વોનો સામયિક કાયદો. સામાન્ય રસાયણશાસ્ત્રનો પરિચય

રસાયણશાસ્ત્રીઓએ કુદરતનો કાયદો શોધવાનો પણ પ્રયાસ કર્યો જેના આધારે રાસાયણિક તત્વોને વ્યવસ્થિત કરવું શક્ય બનશે. પરંતુ તેમની પાસે તત્વો વિશે વિશ્વસનીય અને વિગતવાર માહિતીનો અભાવ હતો. TO 19મી સદીના મધ્યમાંવી. રાસાયણિક તત્ત્વો વિશેનું જ્ઞાન પૂરતું બન્યું, અને તત્વોની સંખ્યા એટલી વધી ગઈ કે વિજ્ઞાનમાં તેનું વર્ગીકરણ કરવાની કુદરતી જરૂરિયાત ઊભી થઈ. તત્વોને ધાતુઓ અને બિન-ધાતુઓમાં વર્ગીકૃત કરવાના પ્રથમ પ્રયાસો નિષ્ફળ ગયા. D.I. મેન્ડેલીવ (I.V. Debereiner, J.A. Newlands, L.Yu. Meyer) ના પુરોગામીઓએ સામયિક કાયદાની શોધ માટે ઘણું બધું કર્યું, પરંતુ તેઓ સત્યને સમજવામાં અસમર્થ હતા. દિમિત્રી ઇવાનોવિચે તત્વોના સમૂહ અને તેમની મિલકતો વચ્ચે જોડાણ સ્થાપિત કર્યું.

દિમિત્રી ઇવાનોવિચનો જન્મ ટોબોલ્સ્કમાં થયો હતો. તે પરિવારમાં સત્તરમું બાળક હતું. તેમના વતનમાં હાઇ સ્કૂલમાંથી સ્નાતક થયા પછી, દિમિત્રી ઇવાનોવિચે સેન્ટ પીટર્સબર્ગની મુખ્ય શિક્ષણશાસ્ત્ર સંસ્થામાં પ્રવેશ કર્યો, ત્યારબાદ તે સુવર્ણ ચંદ્રક સાથે વિદેશમાં બે વર્ષની વૈજ્ઞાનિક સફર પર ગયો. પાછા ફર્યા પછી, તેમને સેન્ટ પીટર્સબર્ગ યુનિવર્સિટીમાં આમંત્રણ આપવામાં આવ્યું. જ્યારે મેન્ડેલીવે રસાયણશાસ્ત્ર પર પ્રવચનો આપવાનું શરૂ કર્યું, ત્યારે તેને એવી કોઈ વસ્તુ મળી ન હતી જેની ભલામણ વિદ્યાર્થીઓને કરી શકાય. શિક્ષણ સહાય. અને તેણે લખવાનું નક્કી કર્યું નવું પુસ્તક- "રસાયણશાસ્ત્રની મૂળભૂત બાબતો."

સામયિક કાયદાની શોધ 15 વર્ષની સખત મહેનત દ્વારા કરવામાં આવી હતી. 1 માર્ચ, 1869 ના રોજ, દિમિત્રી ઇવાનોવિચે વ્યવસાય માટે પ્રાંતો માટે સેન્ટ પીટર્સબર્ગ છોડવાની યોજના બનાવી.

સામયિક કાયદો અણુની લાક્ષણિકતા - સંબંધિત અણુ સમૂહના આધારે શોધવામાં આવ્યો હતો .

મેન્ડેલીવે રાસાયણિક તત્વોને તેમના અણુ સમૂહના વધતા ક્રમમાં ગોઠવ્યા અને નોંધ્યું કે તત્વોના ગુણધર્મો ચોક્કસ સમયગાળા પછી પુનરાવર્તિત થાય છે - એક સમયગાળો, દિમિત્રી ઇવાનોવિચે પીરિયડ્સને એક બીજાની નીચે ગોઠવ્યા, જેથી સમાન તત્વો એકબીજાની નીચે સ્થિત હોય - સમાન વર્ટિકલ પર, તેથી સામયિક સિસ્ટમ તત્વો બનાવવામાં આવી હતી.

1 માર્ચ, 1869 D.I દ્વારા સામયિક કાયદાની રચના મેન્ડેલીવ.

સરળ પદાર્થોના ગુણધર્મો, તેમજ તત્વોના સંયોજનોના સ્વરૂપો અને ગુણધર્મો, સમયાંતરે તત્વોના અણુ વજન પર આધારિત છે.

કમનસીબે, શરૂઆતમાં રશિયન વૈજ્ઞાનિકોમાં પણ સામયિક કાયદાના બહુ ઓછા સમર્થકો હતા. ખાસ કરીને જર્મની અને ઈંગ્લેન્ડમાં ઘણા વિરોધીઓ છે.
સામયિક કાયદાની શોધ એ વૈજ્ઞાનિક અગમચેતીનું ઉજ્જવળ ઉદાહરણ છે: 1870 માં, દિમિત્રી ઇવાનોવિચે ત્રણ તત્કાલીન અજાણ્યા તત્વોના અસ્તિત્વની આગાહી કરી હતી, જેને તેમણે ઇકાસીલિકોન, ઇકાલ્યુમિનિયમ અને ઇકાબોરોન નામ આપ્યું હતું. તે સાચી આગાહી કરવામાં સક્ષમ હતો અને સૌથી મહત્વપૂર્ણ ગુણધર્મોનવા તત્વો. અને પછી, 5 વર્ષ પછી, 1875 માં, ફ્રેન્ચ વૈજ્ઞાનિક પી.ઇ. લેકોક ડી બોઇસબૌડ્રન, જે દિમિત્રી ઇવાનોવિચના કામ વિશે કંઈ જાણતા ન હતા, તે શોધ્યું નવી ધાતુ, તેને ગેલિયમ કહે છે. અસંખ્ય ગુણધર્મો અને શોધની પદ્ધતિમાં, ગેલિયમ મેન્ડેલીવ દ્વારા આગાહી કરાયેલ એકા-એલ્યુમિનિયમ સાથે સુસંગત છે. પરંતુ તેનું વજન અનુમાન કરતા ઓછું નીકળ્યું. આ હોવા છતાં, દિમિત્રી ઇવાનોવિચે ફ્રાન્સને એક પત્ર મોકલ્યો, તેની આગાહી પર ભાર મૂક્યો.
મેન્ડેલીવની પ્રોપર્ટીઝની આગાહીથી વૈજ્ઞાનિક જગત સ્તબ્ધ થઈ ગયું એકાલ્યુમિનિયમ ખૂબ સચોટ હોવાનું બહાર આવ્યું. આ ક્ષણથી, સામયિક કાયદો રસાયણશાસ્ત્રમાં પકડવાનું શરૂ કરે છે.
1879 માં, એલ. નિલ્સને સ્વીડનમાં સ્કેન્ડિયમની શોધ કરી, જેમાં દિમિત્રી ઇવાનોવિચે જે આગાહી કરી હતી તેને મૂર્ત સ્વરૂપ આપ્યું હતું. ekabor .
1886 માં, કે. વિંકલરે જર્મનીમાં જર્મેનિયમની શોધ કરી, જે બહાર આવ્યું ઇકેસિલિસિયમ .

પરંતુ દિમિત્રી ઇવાનોવિચ મેન્ડેલીવની પ્રતિભા અને તેની શોધો માત્ર આ આગાહીઓ નથી!

સામયિક કોષ્ટકના ચાર સ્થળોએ, ડી.આઈ. મેન્ડેલીવે તત્વોને અણુ સમૂહ વધારવાના ક્રમમાં ગોઠવ્યા:

19મી સદીના અંતમાં, D.I. મેન્ડેલીવે લખ્યું છે કે, દેખીતી રીતે, અણુમાં અન્ય વધુનો સમાવેશ થાય છે બારીક કણો. 1907 માં તેમના મૃત્યુ પછી, તે સાબિત થયું કે અણુ સમાવે છે પ્રાથમિક કણો. પરમાણુ માળખાના સિદ્ધાંતે પુષ્ટિ કરી કે મેન્ડેલીવ સાચા હતા, આ તત્વોની પુનઃ ગોઠવણી પરમાણુ સમૂહના વધારાને અનુરૂપ નથી તે સંપૂર્ણપણે ન્યાયી છે.

સામયિક કાયદાની આધુનિક રચના.

ગુણધર્મો રાસાયણિક તત્વોઅને તેમના સંયોજનો સમયાંતરે તેમના અણુઓના ન્યુક્લીના ચાર્જની તીવ્રતા પર આધારિત હોય છે, જે બાહ્ય સંયોજક ઇલેક્ટ્રોન શેલની રચનાની સામયિક પુનરાવર્તિતતામાં વ્યક્ત થાય છે.
અને હવે, સામયિક કાયદાની શોધના 130 થી વધુ વર્ષો પછી, આપણે આપણા પાઠના સૂત્ર તરીકે લેવામાં આવેલા દિમિત્રી ઇવાનોવિચના શબ્દો પર પાછા આવી શકીએ છીએ: “આવર્તક કાયદા માટે, ભવિષ્ય વિનાશનો ભય નથી, પરંતુ ફક્ત સુપરસ્ટ્રક્ચર અને વિકાસનું વચન આપવામાં આવ્યું છે. માં કેટલા રાસાયણિક તત્વો મળી આવ્યા છે આ ક્ષણે? અને આ મર્યાદાથી દૂર છે.

સામયિક કાયદાની ગ્રાફિક રજૂઆત એ રાસાયણિક તત્વોની સામયિક સિસ્ટમ છે. આ ટૂંકો સારાંશતત્વો અને તેમના સંયોજનોની તમામ રસાયણશાસ્ત્ર.

સમયગાળામાં વધતા અણુ વજન સાથે સામયિક સિસ્ટમમાં ગુણધર્મોમાં ફેરફાર (ડાબેથી જમણે):

1. ધાતુના ગુણધર્મોમાં ઘટાડો થાય છે

2. બિન-ધાતુ ગુણધર્મો વધે છે

3. ઉચ્ચ ઓક્સાઇડ અને હાઇડ્રોક્સાઇડના ગુણધર્મો મૂળભૂતથી એમ્ફોટેરિકથી એસિડિકમાં બદલાય છે.

4. ઉચ્ચ ઓક્સાઇડના સૂત્રોમાં તત્વોની સંયોજકતા થી વધે છે આઈથીVII, અને અસ્થિર હાઇડ્રોજન સંયોજનોના સૂત્રોમાં થી ઘટે છે IV થીઆઈ.

તમારા પ્રથમ રસાયણશાસ્ત્રના પાઠમાંથી તમે D.I. મેન્ડેલીવના ટેબલનો ઉપયોગ કર્યો. તે સ્પષ્ટપણે દર્શાવે છે કે તમામ રાસાયણિક તત્વો જે આપણી આસપાસના વિશ્વના પદાર્થો બનાવે છે તે એકબીજા સાથે જોડાયેલા છે અને સામાન્ય કાયદાઓનું પાલન કરે છે, એટલે કે, તેઓ એક સંપૂર્ણ - રાસાયણિક તત્વોની સિસ્ટમનું પ્રતિનિધિત્વ કરે છે. તેથી, માં આધુનિક વિજ્ઞાનડી.આઈ. મેન્ડેલીવના કોષ્ટકને રાસાયણિક તત્વોનું સામયિક કોષ્ટક કહેવામાં આવે છે.

શા માટે "સામયિક" તમારા માટે પણ સ્પષ્ટ છે, ત્યારથી સામાન્ય પેટર્નઅણુઓના ગુણધર્મો બદલવામાં, સરળ અને જટિલ પદાર્થો, રાસાયણિક તત્વો દ્વારા રચાયેલ, આ સિસ્ટમમાં ચોક્કસ અંતરાલો - સમયગાળામાં પુનરાવર્તિત થાય છે. કોષ્ટક 1 માં દર્શાવેલ આમાંના કેટલાક દાખલાઓ તમને પહેલેથી જ જાણીતા છે.

આમ, વિશ્વમાં અસ્તિત્વમાં રહેલા તમામ રાસાયણિક તત્વો પ્રકૃતિમાં એકલ, ઉદ્દેશ્યપૂર્વક માન્ય સામયિક કાયદાને આધીન છે, જેનું ગ્રાફિક પ્રતિનિધિત્વ તત્વોનું સામયિક કોષ્ટક છે. આ કાયદો અને પ્રણાલીનું નામ મહાન રશિયન રસાયણશાસ્ત્રી ડી.આઈ.

ડી.આઈ. મેન્ડેલીવ આ શોધમાં આવ્યા સામયિક કાયદોરાસાયણિક તત્વોના ગુણધર્મો અને સંબંધિત અણુ સમૂહની તુલના કરીને. આ કરવા માટે, ડી.આઈ. મેન્ડેલીવએ દરેક રાસાયણિક તત્વ માટે એક કાર્ડ પર લખ્યું: તત્વનું પ્રતીક, સંબંધિત અણુ સમૂહનું મૂલ્ય (ડી.આઈ. મેન્ડેલીવના સમયે આ મૂલ્યને અણુ વજન કહેવામાં આવતું હતું), સૂત્ર અને પ્રકૃતિ ઉચ્ચ ઓક્સાઇડ અને હાઇડ્રોક્સાઇડ. તેણે તે સમય સુધીમાં જાણીતા 63 રાસાયણિક તત્વોને તેમના સંબંધિત પરમાણુ સમૂહ (ફિગ. 1) ના વધતા ક્રમમાં એક સાંકળમાં ગોઠવ્યા અને તત્વોના આ સમૂહનું વિશ્લેષણ કર્યું, તેમાં ચોક્કસ પેટર્ન શોધવાનો પ્રયાસ કર્યો. તંગના પરિણામે સર્જનાત્મક કાર્યતેણે શોધ્યું કે આ સાંકળમાં અંતરાલ છે - અવધિ જેમાં તત્વો અને તેના દ્વારા રચાયેલા પદાર્થોના ગુણધર્મો સમાન રીતે બદલાય છે (ફિગ. 2).

ચોખા. 1.
તત્વોના કાર્ડ્સ તેમના સંબંધિત અણુ સમૂહના વધતા ક્રમમાં ગોઠવાયેલા છે

ચોખા. 2.
તત્વો અને તેમના દ્વારા રચાયેલા પદાર્થોના ગુણધર્મોમાં સામયિક ફેરફારોના ક્રમમાં ગોઠવાયેલા તત્વોના કાર્ડ

લેબોરેટરી પ્રયોગ નંબર 2
બાંધકામ સિમ્યુલેશન સામયિક કોષ્ટકડી.આઈ. મેન્ડેલીવ

ચાલો આપણે ફરી એકવાર સૂચિબદ્ધ કરીએ, આધુનિક શબ્દોનો ઉપયોગ કરીને, ગુણધર્મોમાં નિયમિત ફેરફારો કે જે સમયગાળામાં પોતાને પ્રગટ કરે છે:

• ધાતુના ગુણધર્મો નબળા પડે છે;
• બિન-ધાતુ ગુણધર્મોતીવ્ર બનાવવું
• ઉચ્ચ ઓક્સાઇડમાં તત્વોના ઓક્સિડેશનની ડિગ્રી +1 થી +8 સુધી વધે છે;
• અસ્થિર હાઇડ્રોજન સંયોજનોમાં તત્વોની ઓક્સિડેશન ડિગ્રી -4 થી -1 સુધી વધે છે;
• એમ્ફોટેરિક દ્વારા મૂળભૂતમાંથી ઓક્સાઇડને એસિડિક દ્વારા બદલવામાં આવે છે;
• આલ્કલીસમાંથી હાઇડ્રોક્સાઇડ્સ એમ્ફોટેરિક હાઇડ્રોક્સાઇડ્સઓક્સિજન ધરાવતા એસિડ દ્વારા બદલવામાં આવે છે.

આ અવલોકનોના આધારે, ડી.આઈ. મેન્ડેલીવે 1869 માં એક નિષ્કર્ષ કાઢ્યો - તેણે સામયિક કાયદો ઘડ્યો, જેનો ઉપયોગ કરીને આધુનિક શરતોઆના જેવું લાગે છે:

રાસાયણિક તત્વોને તેમના સંબંધિત અણુ સમૂહના આધારે વ્યવસ્થિત બનાવતા, ડી.આઈ. મેન્ડેલીવે ચૂકવણી કરી મહાન ધ્યાનતત્વોના ગુણધર્મો અને તેમના દ્વારા રચાયેલા પદાર્થો, તત્વોને વિતરિત કરે છે સમાન ગુણધર્મોઊભી કૉલમમાં - જૂથો. કેટલીકવાર, તેણે ઓળખેલી પેટર્નનું ઉલ્લંઘન કરીને, તેણે વધુ મૂક્યા ભારે તત્વોનીચા સંબંધિત પરમાણુ સમૂહ સાથે તત્વો પહેલાં. ઉદાહરણ તરીકે, તેમણે તેમના કોષ્ટકમાં નિકલ પહેલાં કોબાલ્ટ, આયોડિન પહેલાં ટેલ્યુરિયમ અને જ્યારે નિષ્ક્રિય (ઉમદા) વાયુઓ શોધાયા ત્યારે પોટેશિયમ પહેલાં આર્ગોન લખ્યું હતું. ડી.આઈ. મેન્ડેલીવે આ વ્યવસ્થાના ક્રમને જરૂરી માન્યું કારણ કે અન્યથા આ તત્વો ગુણધર્મોમાં તેમનાથી ભિન્ન તત્વોના જૂથોમાં આવી જશે. તેથી, ખાસ કરીને, આલ્કલી મેટલ પોટેશિયમ નિષ્ક્રિય વાયુઓના જૂથમાં આવશે, અને નિષ્ક્રિય ગેસ આર્ગોન જૂથમાં આવશે. આલ્કલી ધાતુઓ.

D.I. મેન્ડેલીવ આ અપવાદોને સમજાવી શક્યા નથી સામાન્ય નિયમ, તેમજ તત્વોના ગુણધર્મો અને તેમના દ્વારા રચાયેલા પદાર્થોમાં ફેરફારોની સામયિકતાનું કારણ. જો કે, તેણે આગાહી કરી હતી કે આ કારણ તેમાં રહેલું છે જટિલ માળખુંઅણુ તે ડી.આઈ. મેન્ડેલીવની વૈજ્ઞાનિક અંતર્જ્ઞાન હતી જેણે તેને રાસાયણિક તત્વોની સિસ્ટમ બનાવવાની મંજૂરી આપી હતી જે તેમના સાપેક્ષ પરમાણુ સમૂહને વધારવા માટે નહીં, પરંતુ તેમના પરમાણુ ન્યુક્લીના વધતા ચાર્જના ક્રમમાં હતી. હકીકત એ છે કે તત્વોના ગુણધર્મો તેમના અણુ ન્યુક્લીના ચાર્જ દ્વારા ચોક્કસપણે નક્કી કરવામાં આવે છે તે તમે ગયા વર્ષે મળ્યા હતા તે આઇસોટોપ્સના અસ્તિત્વ દ્વારા સ્પષ્ટપણે દર્શાવવામાં આવે છે (યાદ રાખો કે તેઓ શું છે, તમને જાણીતા આઇસોટોપ્સના ઉદાહરણો આપો).

અનુસાર આધુનિક વિચારોઅણુની રચના વિશે, રાસાયણિક તત્વોના વર્ગીકરણનો આધાર તેમના પરમાણુ કેન્દ્રના શુલ્ક છે, અને સામયિક કાયદાની આધુનિક રચના નીચે મુજબ છે:

તત્વો અને તેમના સંયોજનોના ગુણધર્મોમાં ફેરફારની સામયિકતા તેમના અણુઓના બાહ્ય ઊર્જા સ્તરોની રચનામાં સામયિક પુનરાવર્તન દ્વારા સમજાવવામાં આવે છે. તે ઊર્જા સ્તરોની સંખ્યા છે, તેમના પર સ્થિત ઇલેક્ટ્રોનની કુલ સંખ્યા અને બાહ્ય સ્તર પર ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા જે સામયિક કોષ્ટકમાં સ્વીકૃત પ્રતીકવાદને પ્રતિબિંબિત કરે છે, એટલે કે તેઓ દર્શાવે છે ભૌતિક અર્થ સીરીયલ નંબરતત્વ, પીરિયડ નંબર અને ગ્રુપ નંબર (તે શું સમાવે છે?).

પરમાણુનું માળખું સમયગાળા અને જૂથોમાં તત્વોના ધાતુ અને બિન-ધાતુના ગુણધર્મોમાં ફેરફારના કારણોને સમજાવવાનું શક્ય બનાવે છે.

પરિણામે, સામયિક કાયદો અને D.I. મેન્ડેલીવની સામયિક પ્રણાલી રાસાયણિક તત્વો અને તેમના દ્વારા રચાયેલા પદાર્થો વિશેની માહિતીનો સારાંશ આપે છે અને તેમના ગુણધર્મોમાં થતા ફેરફારો અને સમાન જૂથના તત્વોના ગુણધર્મોની સમાનતાનું કારણ સમજાવે છે.

આ બે સૌથી મહત્વપૂર્ણ મૂલ્યોસામયિક કાયદો અને D.I. મેન્ડેલીવની સામયિક સિસ્ટમ અન્ય એક દ્વારા પૂરક છે, જે આગાહી કરવાની ક્ષમતા છે, એટલે કે આગાહી કરવી, ગુણધર્મોનું વર્ણન કરવું અને નવા રાસાયણિક તત્વોની શોધ કરવાની રીતો દર્શાવે છે. પહેલેથી જ સામયિક કોષ્ટક બનાવવાના તબક્કે, ડી.આઈ. મેન્ડેલીવે તે સમયે હજુ સુધી જાણીતા ન હોય તેવા તત્વોના ગુણધર્મો વિશે સંખ્યાબંધ આગાહીઓ કરી હતી અને તેમની શોધના માર્ગો સૂચવ્યા હતા. તેણે બનાવેલ કોષ્ટકમાં, ડી.આઈ. મેન્ડેલીવે આ તત્વો માટે ખાલી કોષો છોડી દીધા (ફિગ. 3).

ચોખા. 3.
ડી.આઈ. મેન્ડેલીવ દ્વારા સૂચિત તત્વોનું સામયિક કોષ્ટક

સામયિક કાયદાની આગાહી શક્તિના આબેહૂબ ઉદાહરણો એ તત્વોની અનુગામી શોધો હતી: 1875માં, ફ્રેન્ચમેન લેકોક ડી બોઇસબૌડ્રને ગેલિયમની શોધ કરી હતી, જેની આગાહી ડી.આઈ. મેન્ડેલીવ દ્વારા પાંચ વર્ષ અગાઉ “ઇકાલ્યુમિનિયમ” (એકા - આગામી); 1879 માં, સ્વીડન એલ. નિલ્સને ડી. આઈ. મેન્ડેલીવના જણાવ્યા અનુસાર "એકાબોર" ની શોધ કરી; 1886 માં જર્મન કે. વિંકલર દ્વારા - ડી. આઈ. મેન્ડેલીવ અનુસાર “એક્સાસિલિકન” (ડી. આઈ. મેન્ડેલીવના ટેબલ પરથી નક્કી કરો આધુનિક નામોઆ તત્વો). D.I. મેન્ડેલીવ તેની આગાહીઓમાં કેટલો સચોટ હતો તે કોષ્ટક 2 માંના ડેટા દ્વારા દર્શાવવામાં આવ્યું છે.

કોષ્ટક 2
જર્મેનિયમના અનુમાનિત અને પ્રાયોગિક રીતે શોધાયેલ ગુણધર્મો

નવા તત્વોની પહેલ કરનાર વૈજ્ઞાનિકોએ રશિયન વૈજ્ઞાનિકની શોધની ખૂબ પ્રશંસા કરી: “હજી કાલ્પનિક ઇકા-સિલિકોનની શોધ કરતાં તત્વોની સામયિકતાના સિદ્ધાંતની માન્યતાનો ભાગ્યે જ કોઈ વધુ સ્પષ્ટ પુરાવો હોઈ શકે; તે, અલબત્ત, એક બોલ્ડ સિદ્ધાંતની સરળ પુષ્ટિ કરતાં વધુ રચના કરે છે - તે એક ઉત્કૃષ્ટ વિસ્તરણને ચિહ્નિત કરે છે રાસાયણિક ક્ષેત્રદ્રષ્ટિ, જ્ઞાનના ક્ષેત્રમાં એક વિશાળ પગલું” (કે. વિંકલર).

તત્વ નંબર 101 શોધનાર અમેરિકન વૈજ્ઞાનિકોએ મહાન રશિયન રસાયણશાસ્ત્રી દિમિત્રી મેન્ડેલીવની માન્યતામાં તેને "મેન્ડેલેવિયમ" નામ આપ્યું હતું, જેમણે તત્કાલીન ન શોધાયેલા તત્વોના ગુણધર્મોની આગાહી કરવા માટે તત્વોના સામયિક કોષ્ટકનો ઉપયોગ કર્યો હતો.

તમે 8મા ધોરણમાં મળ્યા છો અને આ વર્ષે સામયિક કોષ્ટકના ફોર્મનો ઉપયોગ કરશો જેને શોર્ટ પિરિયડ ફોર્મ કહેવાય છે. જો કે, માં વિશિષ્ટ વર્ગોઅને માં ઉચ્ચ શાળાઅન્ય સ્વરૂપનો મુખ્યત્વે ઉપયોગ થાય છે - લાંબા-ગાળાની આવૃત્તિ. તેમની સરખામણી કરો. સામયિક કોષ્ટકના આ બે સ્વરૂપો વિશે શું સમાન છે અને શું અલગ છે?

નવા શબ્દો અને વિભાવનાઓ

1. ડી.આઈ. મેન્ડેલીવનો સામયિક કાયદો.
2. D.I. મેન્ડેલીવ દ્વારા રાસાયણિક તત્વોનું સામયિક કોષ્ટક સામયિક કાયદાનું ગ્રાફિકલ રજૂઆત છે.
3. એલિમેન્ટ નંબર, પીરિયડ નંબર અને ગ્રુપ નંબરનો ભૌતિક અર્થ.
4. સમયગાળા અને જૂથોમાં તત્વોના ગુણધર્મોમાં ફેરફારોની પેટર્ન.
5. D. I. મેન્ડેલીવ દ્વારા સામયિક કાયદા અને રાસાયણિક તત્વોના સામયિક કોષ્ટકનો અર્થ.

સ્વતંત્ર કાર્ય માટે કાર્યો

1. સાબિત કરો કે ડીઆઈ મેન્ડેલીવનો સામયિક કાયદો, પ્રકૃતિના અન્ય કાયદાની જેમ, સ્પષ્ટીકરણ, સામાન્યીકરણ અને આગાહીત્મક કાર્યો કરે છે. રસાયણશાસ્ત્ર, ભૌતિકશાસ્ત્ર અને જીવવિજ્ઞાનના અભ્યાસક્રમોમાંથી તમને જાણીતા અન્ય કાયદાઓના આ કાર્યોને સમજાવતા ઉદાહરણો આપો.
2. અણુમાં એક રાસાયણિક તત્વનું નામ આપો કે જેના ઇલેક્ટ્રોન સંખ્યાઓની શ્રેણી અનુસાર સ્તરોમાં ગોઠવાય છે: 2, 5. આ તત્વ કયો સરળ પદાર્થ બનાવે છે? તેના માટે સૂત્ર શું છે? હાઇડ્રોજન જોડાણઅને તે શું કહેવાય છે? શું સૂત્ર કરે છે ઉચ્ચ ઓક્સાઇડઆ તત્વનું, તેનું પાત્ર શું છે? આ ઓક્સાઇડના ગુણધર્મો દર્શાવતા પ્રતિક્રિયા સમીકરણો લખો.
3. બેરિલિયમને અગાઉ જૂથ III તત્વ તરીકે વર્ગીકૃત કરવામાં આવ્યું હતું, અને તેનું સંબંધિત અણુ સમૂહ 13.5 માનવામાં આવતું હતું. D.I. મેન્ડેલીવે તેને જૂથ II માં શા માટે ખસેડ્યું અને બેરિલિયમના અણુ સમૂહને 13.5 થી 9 સુધી સુધાર્યો?
4. રાસાયણિક તત્વ દ્વારા રચાયેલા સાદા પદાર્થ વચ્ચેના પ્રતિક્રિયાના સમીકરણો લખો, જેના પરમાણુમાં સંખ્યાઓની શ્રેણી અનુસાર ઊર્જા સ્તરો વચ્ચે ઇલેક્ટ્રોનનું વિતરણ કરવામાં આવે છે: 2, 8, 8, 2 અને સરળ પદાર્થો, શિક્ષિત તત્વોસામયિક કોષ્ટકમાં નંબર 7 અને નંબર 8. પ્રકાર શું છે રાસાયણિક બંધનપ્રતિક્રિયા ઉત્પાદનોમાં? જે સ્ફટિક માળખુંતેમની ક્રિયાપ્રતિક્રિયાના પ્રારંભિક સરળ પદાર્થો અને ઉત્પાદનો છે?
5. ધાતુના ગુણધર્મો વધારવા માટે નીચેના તત્વોને ક્રમમાં ગોઠવો: As, Sb, N, P, Bi. આ તત્વોના અણુઓની રચનાના આધારે પરિણામી શ્રેણીને ન્યાય આપો.
6. નોન-મેટાલિક ગુણધર્મો વધારવા માટે નીચેના તત્વોને ક્રમમાં ગોઠવો: Si, Al, P, S, Cl, Mg, Na. આ તત્વોના અણુઓની રચનાના આધારે પરિણામી શ્રેણીને ન્યાય આપો.
7. નબળા પડવાના ક્રમમાં ગોઠવો એસિડિક ગુણધર્મોઓક્સાઇડ જેના સૂત્રો છે: SiO 2, P 2 O 5, Al 2 O 3, Na 2 O, MgO, Cl 2 O 7. પરિણામી શ્રેણીને ન્યાય આપો. આ ઓક્સાઇડ્સને અનુરૂપ હાઇડ્રોક્સાઇડ્સના સૂત્રો લખો. તમે પ્રસ્તાવિત કરેલી શ્રેણીમાં તેમનું એસિડિક પાત્ર કેવી રીતે બદલાય છે?
8. બોરોન, બેરિલિયમ અને લિથિયમ ઓક્સાઇડના સૂત્રો લખો અને તેમને તેમના મુખ્ય ગુણધર્મોના ચડતા ક્રમમાં ગોઠવો. આ ઓક્સાઇડ્સને અનુરૂપ હાઇડ્રોક્સાઇડ્સના સૂત્રો લખો. તેમની રાસાયણિક પ્રકૃતિ શું છે?
9. આઇસોટોપ્સ શું છે? આઇસોટોપ્સની શોધ સામયિક કાયદાના વિકાસમાં કેવી રીતે ફાળો આપે છે?
10. ડીઆઈ મેન્ડેલીવના સામયિક કોષ્ટકમાં તત્વોના અણુ ન્યુક્લિયસના ચાર્જ એકવિધ રીતે કેમ બદલાય છે, એટલે કે ચાર્જની સરખામણીમાં દરેક અનુગામી તત્વના ન્યુક્લિયસનો ચાર્જ એકથી વધે છે. અણુ ન્યુક્લિયસઅગાઉના તત્વ, અને તત્વોના ગુણધર્મો અને તેઓ જે પદાર્થો બનાવે છે તે સમયાંતરે બદલાય છે?
11. સામયિક કાયદાના ત્રણ ફોર્મ્યુલેશન આપો, જેમાં સાપેક્ષ અણુ સમૂહ, અણુ ન્યુક્લિયસનો ચાર્જ અને અણુના ઇલેક્ટ્રોન શેલમાં બાહ્ય ઊર્જા સ્તરોની રચનાને રાસાયણિક તત્વોના વ્યવસ્થિતકરણ માટેના આધાર તરીકે લેવામાં આવે છે.

સામયિક કાયદો D.I. મેન્ડેલીવ અને રાસાયણિક તત્વોનું સામયિક કોષ્ટકધરાવે છે મહાન મૂલ્યરસાયણશાસ્ત્રના વિકાસમાં. ચાલો 1871માં પાછા જઈએ, જ્યારે રસાયણશાસ્ત્રના પ્રોફેસર ડી.આઈ. મેન્ડેલીવ, અસંખ્ય પરીક્ષણો અને ભૂલો દ્વારા, આ નિષ્કર્ષ પર આવ્યા હતા "... તત્વોના ગુણધર્મો, અને તેથી સરળ અને જટિલ સંસ્થાઓ, તેમના અણુ વજનના આધારે સમયાંતરે ઊભા રહો."ન્યુક્લિયસના ચાર્જમાં વધારો સાથે બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન સ્તરના ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનની સામયિક પુનરાવર્તનને કારણે તત્વોના ગુણધર્મોમાં ફેરફારોની સામયિકતા ઊભી થાય છે.

સામયિક કાયદાની આધુનિક રચનાઆ છે:

"રાસાયણિક તત્વોના ગુણધર્મો (એટલે ​​​​કે, તેઓ જે સંયોજનો બનાવે છે તેના ગુણધર્મો અને સ્વરૂપ) સમયાંતરે રાસાયણિક તત્વોના અણુઓના ન્યુક્લિયસના ચાર્જ પર આધારિત છે."

રસાયણશાસ્ત્ર શીખવતી વખતે, મેન્ડેલીવ તે યાદને સમજી ગયો વ્યક્તિગત ગુણધર્મોદરેક તત્વ વિદ્યાર્થીઓ માટે મુશ્કેલીઓનું કારણ બને છે. તેણે બનાવવાની રીતો શોધવાનું શરૂ કર્યું સિસ્ટમ પદ્ધતિતત્વ ગુણધર્મોને યાદ રાખવાનું સરળ બનાવવા માટે. પરિણામ આવ્યું કુદરતી ટેબલ, પાછળથી તે તરીકે જાણીતું બન્યું સામયિક.

આપણું આધુનિક કોષ્ટક સામયિક કોષ્ટક જેવું જ છે. ચાલો તેના પર નજીકથી નજર કરીએ.

સામયિક કોષ્ટક

મેન્ડેલીવના સામયિક કોષ્ટકમાં 8 જૂથો અને 7 સમયગાળાનો સમાવેશ થાય છે.

કોષ્ટકની ઊભી કૉલમ કહેવામાં આવે છે જૂથો . તત્વો, દરેક જૂથમાં, સમાન રાસાયણિક અને હોય છે ભૌતિક ગુણધર્મો. આ એ હકીકત દ્વારા સમજાવવામાં આવ્યું છે કે સમાન જૂથના તત્વોમાં બાહ્ય સ્તરની સમાન ઇલેક્ટ્રોનિક ગોઠવણી હોય છે, જેના પર ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા જૂથ સંખ્યા જેટલી હોય છે. આ કિસ્સામાં, જૂથ વિભાજિત થયેલ છે મુખ્ય અને ગૌણ પેટાજૂથો.

IN મુખ્ય પેટાજૂથોઘટકોનો સમાવેશ થાય છે વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનબાહ્ય ns- અને np- સબલેવલ પર સ્થિત છે. IN બાજુના પેટાજૂથોએવા ઘટકોનો સમાવેશ થાય છે કે જેમના વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન બાહ્ય ns-સબલેવલ અને અંદરના (n - 1) d-sublevel (અથવા (n - 2) f-sublevel) પર સ્થિત છે.

માં બધા તત્વો સામયિક કોષ્ટક , કયા સબલેવલ (s-, p-, d- અથવા f-) વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનનું વર્ગીકરણ કરવામાં આવે છે તેના આધારે: s-તત્વો (તત્વો મુખ્ય પેટાજૂથજૂથો I અને II), p-તત્વો (મુખ્ય પેટાજૂથો III ના તત્વો - VII જૂથો), ડી-તત્વો (તત્વો બાજુના પેટાજૂથો), એફ-તત્વો (લેન્થેનાઇડ્સ, એક્ટિનાઇડ્સ).

તત્વની સર્વોચ્ચ વેલેન્સી (O, F સિવાય, તાંબાના પેટાજૂથના ઘટકો અને જૂથ આઠ) તે જે જૂથમાં જોવા મળે છે તેની સંખ્યા જેટલી હોય છે.

મુખ્ય અને ગૌણ પેટાજૂથોના ઘટકો માટે, ઉચ્ચ ઓક્સાઇડ્સ (અને તેમના હાઇડ્રેટ) ના સૂત્રો સમાન છે. મુખ્ય પેટાજૂથોમાં, હાઇડ્રોજન સંયોજનોની રચના આ જૂથના તત્વો માટે સમાન છે. સોલિડ હાઇડ્રાઇડ્સ જૂથ I - III ના મુખ્ય પેટાજૂથોના ઘટકો બનાવે છે અને જૂથો IV - VII વાયુયુક્ત હાઇડ્રોજન સંયોજનો બનાવે છે. પ્રકાર EN 4 ના હાઇડ્રોજન સંયોજનો વધુ તટસ્થ સંયોજનો છે, EN 3 પાયા છે, H 2 E અને NE એ એસિડ છે.

કોષ્ટકની આડી પંક્તિઓ કહેવામાં આવે છે સમયગાળો. પીરિયડ્સમાંના તત્વો એકબીજાથી ભિન્ન હોય છે, પરંતુ તેઓમાં જે સામ્ય છે તે એ છે કે છેલ્લા ઇલેક્ટ્રોન સમાન ઉર્જા સ્તર પર હોય છે ( મુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબરn- સમાન ).

પ્રથમ અવધિ અન્ય કરતા અલગ છે જેમાં ફક્ત 2 તત્વો છે: હાઇડ્રોજન H અને હિલીયમ He.

બીજા સમયગાળામાં 8 તત્વો (લી - ને) છે. લિથિયમ લિ, એક આલ્કલી ધાતુ, સમયગાળો શરૂ કરે છે, અને ઉમદા ગેસ નિયોન ને તેને બંધ કરે છે.

ત્રીજા સમયગાળામાં, બીજાની જેમ, ત્યાં 8 તત્વો (Na - Ar) છે. સમયગાળો આલ્કલી મેટલ સોડિયમ Na થી શરૂ થાય છે, અને ઉમદા ગેસ આર્ગોન Ar તેને બંધ કરે છે.

ચોથા સમયગાળામાં 18 તત્વો (K - Kr) છે - મેન્ડેલીવે તેને પ્રથમ તરીકે નિયુક્ત કર્યા લાંબી અવધિ. તે આલ્કલી મેટલ પોટેશિયમથી પણ શરૂ થાય છે અને સમાપ્ત થાય છે નિષ્ક્રિય ગેસક્રિપ્ટોન ક્ર. સમાવેશ થાય છે લાંબા સમયગાળોસમાવેશ થાય છે સંક્રમણ તત્વો(Sc - Zn) — ડી-તત્વો

પાંચમા સમયગાળામાં, ચોથાની જેમ, ત્યાં 18 તત્વો (Rb - Xe) છે અને તેની રચના ચોથા જેવી જ છે. તે આલ્કલી મેટલ રુબિડિયમ Rb થી પણ શરૂ થાય છે, અને નિષ્ક્રિય ગેસ ઝેનોન Xe સાથે સમાપ્ત થાય છે. મોટા સમયગાળાની રચનામાં સંક્રમણ તત્વો (Y - Cd) નો સમાવેશ થાય છે - ડી-તત્વો

છઠ્ઠા સમયગાળામાં 32 તત્વો (Cs - Rn) નો સમાવેશ થાય છે. 10 સિવાય ડીતત્વો (La, Hf - Hg) તે 14 ની પંક્તિ ધરાવે છે f- તત્વો (લેન્થેનાઇડ્સ) - Ce - લુ

સાતમો સમયગાળો પૂરો થયો નથી. તે ફ્રાન્ક ફાધરથી શરૂ થાય છે, એવું માની શકાય છે કે તેમાં છઠ્ઠા સમયગાળાની જેમ, 32 ઘટકો હશે જે પહેલેથી જ મળી આવ્યા છે (Z = 118 સાથેના તત્વ સુધી).

ઇન્ટરેક્ટિવ સામયિક કોષ્ટક

જો તમે જુઓ સામયિક કોષ્ટકઅને એક કાલ્પનિક રેખા દોરો જે બોરોનથી શરૂ થાય છે અને પોલોનિયમ અને એસ્ટાટાઇન વચ્ચે સમાપ્ત થાય છે, પછી બધી ધાતુઓ રેખાની ડાબી બાજુ અને બિન-ધાતુઓ જમણી તરફ હશે. તરત જ આ રેખાને અડીને આવેલા તત્વોમાં ધાતુઓ અને બિન-ધાતુ બંનેના ગુણધર્મો હશે. તેમને મેટાલોઇડ્સ અથવા સેમિમેટલ્સ કહેવામાં આવે છે. આ બોરોન, સિલિકોન, જર્મેનિયમ, આર્સેનિક, એન્ટિમોની, ટેલુરિયમ અને પોલોનિયમ છે.

સામયિક કાયદો

મેન્ડેલીવે સામયિક કાયદાની નીચેની રચના આપી: “ગુણધર્મો સરળ શરીર, તેમજ તત્વોના સંયોજનોના સ્વરૂપો અને ગુણધર્મો, અને તેથી તેઓ બનાવેલા સરળ અને જટિલ શરીરના ગુણધર્મો, સમયાંતરે તેમના અણુ વજન પર આધારિત છે."
ચાર મુખ્ય સામયિક પેટર્ન છે:

ઓક્ટેટ નિયમજણાવે છે કે નજીકના ઉમદા ગેસની આઠ-ઇલેક્ટ્રોન ગોઠવણી કરવા માટે તમામ તત્વો ઇલેક્ટ્રોન મેળવવા અથવા ગુમાવવાનું વલણ ધરાવે છે. કારણ કે ઉમદા વાયુઓના બાહ્ય s- અને p- ભ્રમણકક્ષાઓ સંપૂર્ણપણે ભરેલા હોવાથી, તે સૌથી સ્થિર તત્વો છે.
આયનીકરણ ઊર્જાઅણુમાંથી ઇલેક્ટ્રોનને દૂર કરવા માટે જરૂરી ઊર્જાનો જથ્થો છે. ઓક્ટેટ નિયમ મુજબ, જેમ તમે સામયિક કોષ્ટકને ડાબેથી જમણે ખસેડો છો, તે ઇલેક્ટ્રોનને દૂર કરવા માટે વધુ ઊર્જા લે છે. તેથી, કોષ્ટકની ડાબી બાજુના તત્વો ઇલેક્ટ્રોન ગુમાવવાનું વલણ ધરાવે છે, અને તે પરના તત્વો જમણી બાજુ- તે ખરીદો. સૌથી વધુ ઉચ્ચ ઊર્જાનિષ્ક્રિય વાયુઓનું આયનીકરણ. આયનીકરણ ઊર્જા ઘટે છે કારણ કે તમે જૂથ નીચે ખસેડો નીચા ઉર્જા સ્તર પર ઇલેક્ટ્રોન ઉચ્ચ ઉર્જા સ્તરો પર ઇલેક્ટ્રોનને ભગાડવાની ક્ષમતા ધરાવે છે. આ ઘટના કહેવામાં આવે છે રક્ષણાત્મક અસર. આ અસર માટે આભાર બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોનન્યુક્લિયસ સાથે ઓછી નિશ્ચિતપણે જોડાયેલ. સમયગાળા સાથે આગળ વધવાથી, આયનીકરણ ઊર્જા સરળતાથી ડાબેથી જમણે વધે છે.

ઇલેક્ટ્રોન એફિનિટી- જ્યારે પદાર્થનો અણુ વધારાનું ઇલેક્ટ્રોન મેળવે ત્યારે ઊર્જામાં ફેરફાર વાયુ અવસ્થા. જેમ જેમ કોઈ વ્યક્તિ જૂથમાંથી નીચે જાય છે તેમ, સ્ક્રીનીંગ અસરને કારણે ઇલેક્ટ્રોનનું આકર્ષણ ઓછું નકારાત્મક બને છે.

ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી- તેની સાથે સંકળાયેલા બીજા અણુમાંથી ઇલેક્ટ્રોનને કેટલી મજબૂત રીતે આકર્ષિત કરે છે તેનું માપ. જ્યારે અંદર જતા હોય ત્યારે ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી વધે છે સામયિક કોષ્ટકડાબેથી જમણે અને નીચેથી ઉપર. તે યાદ રાખવું જ જોઇએ કે ઉમદા વાયુઓમાં ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી હોતી નથી. આમ, સૌથી વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ તત્વ ફ્લોરિન છે.

આ ખ્યાલોના આધારે, ચાલો આપણે ધ્યાનમાં લઈએ કે અણુઓના ગુણધર્મો અને તેમના સંયોજનો કેવી રીતે બદલાય છે સામયિક કોષ્ટક.

તેથી, સામયિક અવલંબનમાં અણુના આવા ગુણધર્મો છે જે તેના ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન સાથે સંકળાયેલા છે: અણુ ત્રિજ્યા, આયનીકરણ ઊર્જા, ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી.

ચાલો આપણે અણુઓના ગુણધર્મો અને તેમના સંયોજનોમાં તેમની સ્થિતિના આધારે ફેરફારને ધ્યાનમાં લઈએ રાસાયણિક તત્વોનું સામયિક કોષ્ટક.

અણુની બિન-ધાતુતા વધે છેજ્યારે સામયિક કોષ્ટકમાં ખસેડો ડાબેથી જમણે અને નીચેથી ઉપર. આ કારણે ઓક્સાઇડના મૂળભૂત ગુણધર્મો ઘટે છે,અને એસિડિક ગુણધર્મો એ જ ક્રમમાં વધે છે - જ્યારે ડાબેથી જમણે અને નીચેથી ઉપર તરફ જાય છે. આ કિસ્સામાં, ઓક્સાઇડના એસિડિક ગુણધર્મો વધુ મજબૂત છે વધુ ડિગ્રીતેના ઘટક તત્વનું ઓક્સિડેશન

ડાબેથી જમણે સમયગાળા દ્વારા મૂળભૂત ગુણધર્મો હાઇડ્રોક્સાઇડમુખ્ય પેટાજૂથોમાં, ઉપરથી નીચે સુધી, પાયાની મજબૂતાઈ વધે છે. તદુપરાંત, જો ધાતુ ઘણા હાઇડ્રોક્સાઇડ્સ બનાવી શકે છે, તો પછી ધાતુની ઓક્સિડેશન સ્થિતિમાં વધારો સાથે, મૂળભૂત ગુણધર્મોહાઇડ્રોક્સાઇડ્સ નબળા પડે છે.

સમયગાળા દ્વારા ડાબેથી જમણેઓક્સિજન ધરાવતા એસિડની શક્તિ વધે છે. જ્યારે એક જૂથની અંદર ઉપરથી નીચે તરફ જાય છે, ત્યારે ઓક્સિજન ધરાવતા એસિડની શક્તિ ઘટે છે. આ કિસ્સામાં, એસિડ બનાવતા તત્વની વધતી જતી ઓક્સિડેશન સ્થિતિ સાથે એસિડની મજબૂતાઈ વધે છે.

સમયગાળા દ્વારા ડાબેથી જમણેઓક્સિજન મુક્ત એસિડની શક્તિ વધે છે. જ્યારે એક જૂથમાં ઉપરથી નીચે તરફ જાય છે, ત્યારે ઓક્સિજન-મુક્ત એસિડની શક્તિ વધે છે.

1. સાબિત કરો કે D.I. મેન્ડેલીવનો સામયિક કાયદો, પ્રકૃતિના અન્ય કાયદાની જેમ, સ્પષ્ટીકરણ, સામાન્યીકરણ અને આગાહીત્મક કાર્યો કરે છે. રસાયણશાસ્ત્ર, ભૌતિકશાસ્ત્ર અને જીવવિજ્ઞાનના અભ્યાસક્રમોમાંથી તમને જાણીતા અન્ય કાયદાઓના આ કાર્યોને સમજાવતા ઉદાહરણો આપો.

મેન્ડેલીવનો સામયિક કાયદો રસાયણશાસ્ત્રના મૂળભૂત નિયમોમાંનો એક છે. એવી દલીલ કરી શકાય છે કે તમામ આધુનિક રસાયણશાસ્ત્ર તેના પર બનેલું છે. તે તેમની રચના પર અણુઓના ગુણધર્મોની અવલંબનને સમજાવે છે, બધા તત્વો માટે આ નિર્ભરતાને સામાન્ય બનાવે છે, તેમને વિભાજિત કરે છે વિવિધ જૂથો, અને ગુણધર્મોને આધારે બંધારણ અને બંધારણના આધારે તેમના ગુણધર્મોની આગાહી પણ કરે છે.

ત્યાં અન્ય કાયદાઓ છે જે સ્પષ્ટીકરણ, સામાન્યીકરણ અને આગાહીના કાર્યો ધરાવે છે. ઉદાહરણ તરીકે, ઊર્જાના સંરક્ષણનો કાયદો, પ્રકાશ રીફ્રેક્શનનો કાયદો, મેન્ડેલનો આનુવંશિક કાયદો.

2. અણુમાં એક રાસાયણિક તત્વનું નામ આપો કે જેના ઇલેક્ટ્રોન સંખ્યાઓની શ્રેણી અનુસાર સ્તરોમાં ગોઠવાય છે: 2, 5. આ તત્વ કયો સરળ પદાર્થ બનાવે છે? તેના હાઇડ્રોજન સંયોજનનું સૂત્ર શું છે અને તેને શું કહેવામાં આવે છે? આ તત્વના સૌથી વધુ ઓક્સાઇડનું સૂત્ર શું છે, તેનું પાત્ર શું છે? આ ઓક્સાઇડના ગુણધર્મો દર્શાવતા પ્રતિક્રિયા સમીકરણો લખો.

3. બેરિલિયમને અગાઉ જૂથ III તત્વ તરીકે વર્ગીકૃત કરવામાં આવ્યું હતું, અને તેનું સંબંધિત અણુ સમૂહ 13.5 માનવામાં આવતું હતું. D.I. મેન્ડેલીવે તેને જૂથ II માં શા માટે ખસેડ્યું અને બેરિલિયમના અણુ સમૂહને 13.5 થી 9 સુધી સુધાર્યો?

પહેલાં, તત્વ બેરિલિયમને ભૂલથી આભારી હતું III જૂથ. આનું કારણ હતું ખોટી વ્યાખ્યાબેરિલિયમનો અણુ સમૂહ (9 ને બદલે તે 13.5 ની બરાબર માનવામાં આવતું હતું). ડી.આઈ. મેન્ડેલીવે સૂચન કર્યું કે તત્વના રાસાયણિક ગુણધર્મોના આધારે બેરિલિયમ જૂથ II માં છે. બેરિલિયમના ગુણધર્મો Mg અને Ca જેવા જ હતા, અને Al ના ગુણધર્મો કરતા સંપૂર્ણપણે અલગ હતા. Li અને B ના અણુ દળ, Be ના પડોશી તત્વો અનુક્રમે 7 અને 11 જેટલા છે તે જાણીને, D. I. મેન્ડેલીવે ધાર્યું કે બેરિલિયમનું અણુ દળ 9 છે.

4. રાસાયણિક તત્વ દ્વારા રચાયેલા સાદા પદાર્થ વચ્ચેના પ્રતિક્રિયાના સમીકરણો લખો, જેમાં અણુમાં સંખ્યાઓની શ્રેણી અનુસાર ઇલેક્ટ્રોન ઊર્જા સ્તરો વચ્ચે વિતરિત કરવામાં આવે છે: 2, 8, 8, 2, અને તત્વો નંબર દ્વારા રચાયેલા સરળ પદાર્થો. સામયિક કોષ્ટકમાં 7 અને નંબર 8. પ્રતિક્રિયા ઉત્પાદનોમાં કયા પ્રકારનું રાસાયણિક બંધન હોય છે? મૂળ સરળ પદાર્થો અને તેમની ક્રિયાપ્રતિક્રિયાના ઉત્પાદનોમાં શું સ્ફટિક માળખું છે?

5. ધાતુના ગુણધર્મો વધારવા માટે નીચેના તત્વોને ક્રમમાં ગોઠવો: As, Sb, N, P, Bi. આ તત્વોના અણુઓની રચનાના આધારે પરિણામી શ્રેણીને ન્યાય આપો.

N, P, As, Sb, Bi - ધાતુના ગુણધર્મોને મજબૂત બનાવવું. જૂથોના ધાતુના ગુણધર્મોમાં વધારો થાય છે.

6. નોન-મેટાલિક ગુણધર્મો વધારવા માટે નીચેના તત્વોને ક્રમમાં ગોઠવો: Si, Al, P, S, Cl, Mg, Na. આ તત્વોના અણુઓની રચનાના આધારે પરિણામી શ્રેણીને ન્યાય આપો.

Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl - બિન-ધાતુ ગુણધર્મોને મજબૂત બનાવવું. પીરિયડ્સમાં નોન-મેટાલિક ગુણધર્મો વધે છે.

7. એસિડિક ગુણધર્મોને નબળા બનાવવા માટે ઓક્સાઇડને ગોઠવો જેના સૂત્રો છે: SiO2, P2O5, Al2O3, Na2O, MgO, Cl2O7. પરિણામી શ્રેણીને ન્યાય આપો. આ ઓક્સાઇડ્સને અનુરૂપ હાઇડ્રોક્સાઇડ્સના સૂત્રો લખો. તમે પ્રસ્તાવિત કરેલી શ્રેણીમાં તેમનું એસિડિક પાત્ર કેવી રીતે બદલાય છે?

8. બોરોન, બેરિલિયમ અને લિથિયમ ઓક્સાઇડના સૂત્રો લખો અને તેમને મૂળભૂત ગુણધર્મોના ચડતા ક્રમમાં ગોઠવો. આ ઓક્સાઇડ્સને અનુરૂપ હાઇડ્રોક્સાઇડ્સના સૂત્રો લખો. તેમની રાસાયણિક પ્રકૃતિ શું છે?

9. આઇસોટોપ્સ શું છે? આઇસોટોપ્સની શોધ સામયિક કાયદાના વિકાસમાં કેવી રીતે ફાળો આપે છે?

તત્વોનું સામયિક કોષ્ટક રાસાયણિક તત્વોના સંબંધને પ્રતિબિંબિત કરે છે. અણુ સંખ્યાતત્વ ચાર્જ સમાનન્યુક્લી, સંખ્યાત્મક રીતે તે સંખ્યા જેટલીપ્રોટોન એક તત્વના ન્યુક્લીમાં સમાયેલ ન્યુટ્રોનની સંખ્યા, પ્રોટોનની સંખ્યાથી વિપરીત, અલગ હોઈ શકે છે. એક તત્વના અણુઓ જેના મધ્યવર્તી કેન્દ્રમાં હોય છે અલગ નંબરન્યુટ્રોનને આઇસોટોપ કહેવામાં આવે છે.

દરેક રાસાયણિક તત્વમાં અનેક આઇસોટોપ્સ (કુદરતી અથવા કૃત્રિમ રીતે મેળવેલ) હોય છે. રાસાયણિક તત્વનો પરમાણુ દળ તેના તમામ પદાર્થોના સરેરાશ સમાન હોય છે કુદરતી આઇસોટોપ્સતેમના વ્યાપને જોતાં.

આઇસોટોપ્સની શોધ સાથે, ન્યુક્લીના ચાર્જ, તેમના પરમાણુ સમૂહને બદલે, સમગ્ર સામયિક કોષ્ટકમાં તત્વોને વિતરિત કરવા માટે ઉપયોગમાં લેવાનું શરૂ થયું.

10. D.I. મેન્ડેલીવના સામયિક કોષ્ટકમાં તત્વોના અણુ ન્યુક્લિયસના ચાર્જ એકવિધ રીતે કેમ બદલાય છે, એટલે કે, દરેક અનુગામી તત્વના ન્યુક્લિયસનો ચાર્જ અગાઉના તત્વના અણુ ન્યુક્લિયસના ચાર્જની તુલનામાં એકથી વધે છે, અને તત્વોના ગુણધર્મો અને તેઓ જે પદાર્થો બનાવે છે તે સમયાંતરે બદલાય છે?

આ એટલા માટે થાય છે કારણ કે તત્વોના ગુણધર્મો અને તેમના સંયોજનો પર આધાર રાખતા નથી કુલ સંખ્યાઇલેક્ટ્રોન, પરંતુ માત્ર વેલેન્સમાંથી, જે છેલ્લા સ્તર પર સ્થિત છે. વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા સમયાંતરે બદલાય છે, તેથી, તત્વોના ગુણધર્મો પણ સમયાંતરે બદલાય છે.

11. સામયિક કાયદાના ત્રણ ફોર્મ્યુલેશન આપો, જેમાં સાપેક્ષ અણુ સમૂહ, અણુ ન્યુક્લિયસનો ચાર્જ અને અણુના ઇલેક્ટ્રોન શેલમાં બાહ્ય ઊર્જા સ્તરોની રચનાને રાસાયણિક તત્વોના વ્યવસ્થિતકરણ માટેના આધાર તરીકે લેવામાં આવે છે.

1. રાસાયણિક તત્વોના ગુણધર્મો અને તેમના દ્વારા રચાયેલા પદાર્થો સમયાંતરે તત્વોના સંબંધિત અણુ સમૂહ પર આધારિત છે.
2. રાસાયણિક તત્વોના ગુણધર્મો અને તેમના દ્વારા રચાયેલા પદાર્થો સમયાંતરે તત્વોના અણુ ન્યુક્લીના ચાર્જ પર આધારિત છે.
3. રાસાયણિક તત્વોના ગુણધર્મો અને તેમના દ્વારા રચાયેલા પદાર્થો સમયાંતરે અણુના ઇલેક્ટ્રોન શેલમાં બાહ્ય ઊર્જા સ્તરોની રચના પર આધારિત છે.

4.1. સામયિક કાયદો D.I. મેન્ડેલીવ

સામયિક કાયદો - સૌથી મોટી સિદ્ધિરાસાયણિક વિજ્ઞાન, બધાનો આધાર આધુનિક રસાયણશાસ્ત્ર. તેમની શોધ સાથે, રસાયણશાસ્ત્ર એ વર્ણનાત્મક વિજ્ઞાન બનવાનું બંધ કરી દીધું, તેમાં વૈજ્ઞાનિક અગમચેતી શક્ય બની.

સામયિક કાયદો શોધાયો ડી.આઈ. મેન્ડેલીવ 1869 માં, વૈજ્ઞાનિકે આ કાયદો નીચે પ્રમાણે ઘડ્યો: "સરળ શરીરના ગુણધર્મો, તેમજ તત્વોના સંયોજનોના સ્વરૂપો અને ગુણધર્મો સમયાંતરે તત્વોના અણુ વજનની તીવ્રતા પર આધારિત છે."

દ્રવ્યની રચનાનો વધુ વિગતવાર અભ્યાસ દર્શાવે છે કે તત્વોના ગુણધર્મોની સામયિકતાને કારણે નથી અણુ સમૂહ, પરંતુ અણુઓની ઇલેક્ટ્રોનિક રચના દ્વારા.

પરમાણુ ચાર્જ એ એક લાક્ષણિકતા છે જે અણુઓની ઇલેક્ટ્રોનિક રચના નક્કી કરે છે, અને તેથી તત્વોના ગુણધર્મો. તેથી, માં આધુનિક રચનાસામયિક કાયદો આના જેવો સંભળાય છે: સરળ પદાર્થોના ગુણધર્મો, તેમજ તત્વોના સંયોજનોના સ્વરૂપો અને ગુણધર્મો, સમયાંતરે અણુ સંખ્યા (તેમના અણુઓના ન્યુક્લિયસના ચાર્જ મૂલ્ય પર) પર આધારિત હોય છે.

સામયિક કાયદાની અભિવ્યક્તિ એ તત્વોનું સામયિક કોષ્ટક છે.

4.2. ડી.આઈ. મેન્ડેલીવનું સામયિક કોષ્ટક

D.I. મેન્ડેલીવ દ્વારા તત્વોનું સામયિક કોષ્ટક સાત સમયગાળા ધરાવે છે, જે તેમના અણુ ન્યુક્લિયસના ચાર્જના વધતા ક્રમમાં ગોઠવાયેલા તત્વોના આડા ક્રમ છે. સમયગાળા 1, 2, 3, 4, 5, 6 અનુક્રમે 2, 8, 8, 18, 18, 32 તત્વો ધરાવે છે. સાતમો સમયગાળો પૂર્ણ થયો નથી. પીરિયડ્સ 1, 2 અને 3 કહેવામાં આવે છે નાનુંબાકીનું - મોટું

દરેક સમયગાળો (પ્રથમ સિવાય) ક્ષારયુક્ત ધાતુઓ (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) ના અણુઓથી શરૂ થાય છે અને એક ઉમદા ગેસ (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) સાથે સમાપ્ત થાય છે, જેની આગળ લાક્ષણિક બિન-ધાતુ. ડાબેથી જમણે સમયગાળામાં, ધાતુના ગુણધર્મો ધીમે ધીમે નબળા પડે છે અને બિન-ધાતુ ગુણધર્મો વધે છે, કારણ કે વધતા જતા હકારાત્મક ચાર્જઅણુ ન્યુક્લી, બાહ્ય સ્તરે ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા વધે છે.

પ્રથમ સમયગાળામાં, હિલીયમ ઉપરાંત, ત્યાં માત્ર એક જ તત્વ છે - હાઇડ્રોજન. તે શરતી રીતે પેટાજૂથ IA અથવા VIIA માં મૂકવામાં આવે છે, કારણ કે તે આલ્કલી ધાતુઓ અને હેલોજન બંને સાથે સમાનતા દર્શાવે છે. આલ્કલી ધાતુઓ સાથે હાઇડ્રોજનની સમાનતા એ હકીકતમાં પ્રગટ થાય છે કે હાઇડ્રોજન, અલ્કલી ધાતુઓની જેમ, એક ઘટાડનાર એજન્ટ છે અને, એક ઇલેક્ટ્રોનનું દાન કરીને, એક જ ચાર્જ્ડ કેશન બનાવે છે. હાઇડ્રોજન હેલોજન સાથે વધુ સામ્ય ધરાવે છે: હાઇડ્રોજન, હેલોજનની જેમ, બિન-ધાતુ છે, તેના પરમાણુ ડાયટોમિક છે, તે પ્રદર્શિત કરી શકે છે ઓક્સિડાઇઝિંગ ગુણધર્મો, સાથે રચના સક્રિય ધાતુઓમીઠું જેવા હાઇડ્રાઇડ્સ, ઉદાહરણ તરીકે, NaH, CaH 2.

ચોથા સમયગાળામાં, Ca પછી, 10 સંક્રમણ તત્વો (દશક Sc - Zn) છે, ત્યારબાદ સમયગાળાના બાકીના 6 મુખ્ય ઘટકો (Ga - Kg). પાંચમી અવધિ સમાન રીતે બાંધવામાં આવે છે. ખ્યાલ સંક્રમણ તત્વસામાન્ય રીતે ડી અથવા એફ વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન સાથેના કોઈપણ તત્વનો સંદર્ભ આપવા માટે વપરાય છે.

છઠ્ઠા અને સાતમા સમયગાળામાં તત્વોના ડબલ નિવેશ હોય છે. Ba તત્વની પાછળ d-તત્વો (La - Hg) નો દાખલ કરેલ દાયકા છે, અને પ્રથમ સંક્રમણ તત્વ La પછી 14 f-તત્વો છે - lanthanides(સે - લુ). Hg પછી છઠ્ઠા સમયગાળાના બાકીના 6 મુખ્ય p-તત્વો છે (Tl - Rn).

સાતમા (અપૂર્ણ) સમયગાળામાં, Ac પછી 14 f-તત્વો- એક્ટિનાઇડ્સ(થ - Lr). IN તાજેતરમાં La અને Ac અનુક્રમે લેન્થેનાઇડ્સ અને એક્ટિનાઇડ્સ તરીકે વર્ગીકૃત થવા લાગ્યા. લેન્થેનાઇડ્સ અને એક્ટિનાઇડ્સ ટેબલના તળિયે અલગથી મૂકવામાં આવે છે.

આમ, સામયિક કોષ્ટકમાં દરેક તત્વ કડક રીતે વ્યાખ્યાયિત સ્થાન ધરાવે છે, જે ચિહ્નિત થયેલ છે ક્રમબદ્ધઅથવા અણુસંખ્યા

સામયિક કોષ્ટકમાં, આઠ જૂથો ઊભી રીતે સ્થિત છે (I – VIII), જે બદલામાં પેટાજૂથોમાં વિભાજિત થાય છે - મુખ્યઅથવા પેટાજૂથો A અને આડઅસરોઅથવા પેટાજૂથ B. સબગ્રુપ VIIIB ખાસ છે, તે સમાવે છે ત્રિપુટીતત્વો કે જે આયર્ન (Fe, Co, Ni) અને પ્લેટિનમ ધાતુઓ (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt) ના પરિવારો બનાવે છે.

દરેક પેટાજૂથમાં તત્વોની સમાનતા એ સામયિક કોષ્ટકમાં સૌથી નોંધપાત્ર અને મહત્વપૂર્ણ પેટર્ન છે. મુખ્ય પેટાજૂથોમાં, ઉપરથી નીચે સુધી, ધાતુના ગુણધર્મો વધે છે અને બિન-ધાતુના ગુણધર્મો નબળા પડે છે. આ કિસ્સામાં, આપેલ પેટાજૂથ માટે સૌથી ઓછી ઓક્સિડેશન સ્થિતિમાં તત્વોના સંયોજનોની સ્થિરતામાં વધારો થાય છે. બાજુના પેટાજૂથોમાં, તેનાથી વિપરીત, ઉપરથી નીચે સુધી, ધાતુના ગુણધર્મો નબળા પડે છે અને સંયોજનોની સ્થિરતા ઉચ્ચતમ ડિગ્રીઓક્સિડેશન

4.3. સામયિક કોષ્ટક અને અણુઓની ઇલેક્ટ્રોનિક ગોઠવણી

ક્યારથી રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓપછી, પ્રતિક્રિયા આપતા અણુઓના મધ્યવર્તી કેન્દ્ર બદલાતા નથી રાસાયણિક ગુણધર્મોઅણુઓ તેમના ઇલેક્ટ્રોન શેલની રચના પર આધાર રાખે છે.

ફિલિંગ ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરોઅને અણુઓના ઇલેક્ટ્રોન શેલ પાઉલી સિદ્ધાંત અને હંડના નિયમ અનુસાર થાય છે.

પાઉલીનો સિદ્ધાંત (પાઉલીનો બાકાત)

અણુમાં બે ઇલેક્ટ્રોન ચાર સરખા ક્વોન્ટમ નંબરો (દરેક પર અણુ ભ્રમણકક્ષાત્યાં બે કરતાં વધુ ઇલેક્ટ્રોન હોઈ શકે નહીં).

પાઉલી સિદ્ધાંત નક્કી કરે છે મહત્તમ સંખ્યાઆ પ્રિન્સિપલ ધરાવતા ઇલેક્ટ્રોન ક્વોન્ટમ નંબર n(એટલે ​​​​કે આ ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તર પર સ્થિત છે): N n = 2n 2. પ્રથમ ઇલેક્ટ્રોન સ્તર (ઊર્જા સ્તર) માં 2 કરતાં વધુ ઇલેક્ટ્રોન, બીજા - 8, ત્રીજા - 18, વગેરે હોઈ શકે નહીં.

હાઇડ્રોજન અણુમાં, ઉદાહરણ તરીકે, એક ઇલેક્ટ્રોન છે, જે 1s રાજ્યમાં પ્રથમ ઊર્જા સ્તર પર સ્થિત છે. આ ઈલેક્ટ્રોનના સ્પિનને મનસ્વી રીતે નિર્દેશિત કરી શકાય છે (m s = +1/2 અથવા m s = –1/2). ફરી એકવાર એ વાત પર ભાર મૂકવો જોઈએ કે પ્રથમ ઉર્જા સ્તરમાં એક સબલેવલ - 1s, બીજું એનર્જી લેવલ - બે સબલેવલ - 2s અને 2p, ત્રીજું - ત્રણ પેટા લેવલ - 3s, 3p, 3d, વગેરેનો સમાવેશ થાય છે. સબલેવલ, બદલામાં, ઓર્બિટલ્સ ધરાવે છે, જેની સંખ્યા બાજુના ક્વોન્ટમ નંબર દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે. l અને સમાન (2 l + 1). દરેક ભ્રમણકક્ષાને પરંપરાગત રીતે ચોરસ દ્વારા નિયુક્ત કરવામાં આવે છે, તેના પર સ્થિત ઇલેક્ટ્રોન એક તીર દ્વારા નિયુક્ત કરવામાં આવે છે, જેની દિશા આ ઇલેક્ટ્રોનના સ્પિનની દિશા સૂચવે છે. આનો અર્થ એ છે કે હાઇડ્રોજન અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનની સ્થિતિને 1s 1 તરીકે દર્શાવી શકાય છે અથવા ક્વોન્ટમ સેલ તરીકે દર્શાવી શકાય છે, ફિગ. 4.1:

ચોખા. 4.1. પ્રતીક 1s ભ્રમણકક્ષામાં હાઇડ્રોજન અણુમાં ઇલેક્ટ્રોન

હિલીયમ અણુ n = 1 ના બંને ઇલેક્ટ્રોન માટે, l = 0, મી l= 0, m s = +1/2 અને –1/2. આથી, ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલાહિલીયમ 1s 2 . ઇલેક્ટ્રોનિક શેલહિલીયમ સંપૂર્ણ અને ખૂબ જ સ્થિર છે. હિલીયમ એક ઉમદા ગેસ છે.

પાઉલી સિદ્ધાંત મુજબ, એક ભ્રમણકક્ષામાં સમાંતર સ્પિન સાથે બે ઇલેક્ટ્રોન હોઈ શકતા નથી. લિથિયમ અણુમાં ત્રીજું ઇલેક્ટ્રોન 2s ભ્રમણકક્ષા ધરાવે છે. લિનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન 1s 2 2s 1 છે, અને બેરિલિયમનું 1s 2 2s 2 છે. 2s ભ્રમણકક્ષા ભરેલી હોવાથી, બોરોન અણુનો પાંચમો ઇલેક્ટ્રોન 2p ભ્રમણકક્ષા પર કબજો કરે છે. મુ n= 2 બાજુ (ઓર્બિટલ) ક્વોન્ટમ નંબર l મૂલ્યો 0 અને 1 લે છે. ક્યારે l = 0 (2s-રાજ્ય) m l= 0, અને મુ l = 1 (2p – રાજ્ય) m l+1 ની બરાબર હોઈ શકે છે; 0; -1. રાજ્ય 2p ત્રણને અનુરૂપ છે ઊર્જા કોષો, ચોખા. 4.2.

ચોખા. 4.2. ભ્રમણકક્ષામાં બોરોન અણુના ઇલેક્ટ્રોનની ગોઠવણી

નાઇટ્રોજન અણુ માટે (ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન 1s 2 2s 2 2p 3 પ્રથમ સ્તર પર બે ઇલેક્ટ્રોન, બીજા પર પાંચ) નીચેના બે વિકલ્પો શક્ય છે ઇલેક્ટ્રોનિક માળખું, ચોખા. 4.3:

ચોખા. 4.3. સંભવિત વિકલ્પોભ્રમણકક્ષામાં નાઇટ્રોજન અણુના ઇલેક્ટ્રોનની ગોઠવણી

પ્રથમ સ્કીમમાં, ફિગ. 4.3a, કુલ સ્પિન 1/2 (+1/2 –1/2 +1/2) ની બરાબર છે, બીજી (ફિગ. 4.3b) માં કુલ સ્પિન 3 ની બરાબર છે. /2 (+1/2 + 1/2 +1/2). સ્પિનનું સ્થાન નક્કી કરવામાં આવે છે હંડનો નિયમજે વાંચે છે: ઉર્જા સ્તરનું ભરણ એવી રીતે થાય છે કે કુલ સ્પિન મહત્તમ હોય.

આમ , નાઇટ્રોજન અણુની રચના માટે આપેલ બે યોજનાઓમાંથી, પ્રથમ સ્થિર સ્થિતિ (સૌથી ઓછી ઉર્જા સાથે) ને અનુરૂપ છે, જ્યાં તમામ પી-ઇલેક્ટ્રોન કબજે કરે છે. વિવિધ ભ્રમણકક્ષા. સબલેવલ ઓર્બિટલ્સ નીચે પ્રમાણે ભરવામાં આવે છે: પ્રથમ, સમાન સ્પિન સાથે એક ઇલેક્ટ્રોન, અને પછી વિરુદ્ધ સ્પિન સાથે બીજો ઇલેક્ટ્રોન.

સોડિયમથી શરૂ કરીને, n = 3 સાથેનું ત્રીજું ઉર્જા સ્તર ભરાય છે. 4.4.

ચોખા. 4.4. ભૂમિ અવસ્થામાં ત્રીજા સમયગાળાના તત્વોના અણુઓ માટે ભ્રમણકક્ષામાં ઇલેક્ટ્રોનનું વિતરણ

અણુમાં, દરેક ઇલેક્ટ્રોન તેની અનુરૂપ સૌથી ઓછી ઉર્જા સાથે મુક્ત ભ્રમણકક્ષા ધરાવે છે. સૌથી મોટું જોડાણકોર સાથે. 1961માં વી.એમ. ક્લેચકોસ્કીએ ઘડ્યું સામાન્ય સ્થિતિ, જે મુજબ ઇલેક્ટ્રોન ઓર્બિટલ્સની ઊર્જા મુખ્ય અને ગૌણ ક્વોન્ટમ સંખ્યાઓના સરવાળાને વધારવાના ક્રમમાં વધે છે ( n + l), અને આ રકમોની સમાનતાના કિસ્સામાં, ઓછી ઊર્જા સાથે ભ્રમણકક્ષા ધરાવે છે ઓછી કિંમતમુખ્ય ક્વોન્ટમ નંબર n.

ઉર્જા વધારવાના ક્રમમાં ઊર્જા સ્તરોનો ક્રમ લગભગ નીચે મુજબ છે:

1 સે< 2s < 2p < 3s < 3р < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p.

ચાલો ચોથા સમયગાળાના તત્વોના અણુઓના ભ્રમણકક્ષામાં ઇલેક્ટ્રોનના વિતરણને ધ્યાનમાં લઈએ (ફિગ. 4.5).

ચોખા. 4.5. જમીનની અવસ્થામાં ચોથા સમયગાળાના તત્વોના અણુઓના ભ્રમણકક્ષા પર ઇલેક્ટ્રોનનું વિતરણ

પોટેશિયમ (ઈલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1) અને કેલ્શિયમ (ઈલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2) પછી, અંદરની અંદર ઈલેક્ટ્રોનિક તત્વોથી ભરેલા 3d-ટ્રાન્સશેલ છે. Zn). એ નોંધવું જોઇએ કે ત્યાં બે વિસંગતતાઓ છે: 4 પર Cr અને Cu અણુઓ માટે s-શેલમાં બે ઇલેક્ટ્રોન નથી, પરંતુ એક, એટલે કે. અગાઉના 3d શેલમાં બાહ્ય 4s ઇલેક્ટ્રોનની કહેવાતી "નિષ્ફળતા" થાય છે. ક્રોમિયમ અણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક માળખું નીચે પ્રમાણે રજૂ કરી શકાય છે (ફિગ. 4.6).

ચોખા. 4.6. ક્રોમિયમ અણુ માટે ઓર્બિટલ્સ પર ઇલેક્ટ્રોનનું વિતરણ

ફિલિંગ ઓર્ડરના "ઉલ્લંઘન" માટેનું ભૌતિક કારણ ન્યુક્લિયસમાં ઇલેક્ટ્રોન ઓર્બિટલ્સની વિવિધ ઘૂંસપેંઠ ક્ષમતા, ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનો d 5 અને d 10, f 7 અને f 14 ની વિશિષ્ટ સ્થિરતા સાથે સંકળાયેલું છે, જે ભરવાને અનુરૂપ છે. એક અથવા બે ઇલેક્ટ્રોન સાથેના ઇલેક્ટ્રોનિક ઓર્બિટલ્સ, તેમજ આંતરિક ઇલેક્ટ્રોનિક ચાર્જ લેયર્સ કર્નલોની સ્ક્રીનીંગ અસર.

ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનો Mn, Fe, Co, Ni, Cu અને Zn અણુઓ નીચેના સૂત્રો દ્વારા પ્રતિબિંબિત થાય છે:

25 Mn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2,

26 Fe 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2,

27 Co 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 7 4s 2,

28 Ni 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 8 4s 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 .

ઝીંક પછી, 31મા તત્વ - ગેલિયમથી શરૂ કરીને 36મા તત્વ - ક્રિપ્ટોન સુધી, ચોથા સ્તર (4p - શેલ) નું ભરણ ચાલુ રહે છે. આ તત્વોની ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનો નીચે મુજબ છે:

31 Ga 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 1 ,

32 Ge 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 2 ,

33 જેમ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 ,

34 Se 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4,

35 Br 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5,

36 Kr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 .

એ નોંધવું જોઇએ કે જો પાઉલી બાકાતનું ઉલ્લંઘન થતું નથી, તો ઉત્તેજિત સ્થિતિમાં ઇલેક્ટ્રોન અન્ય અણુ ભ્રમણકક્ષામાં સ્થિત થઈ શકે છે.

4.4. રાસાયણિક તત્વોના પ્રકાર

સામયિક કોષ્ટકના તમામ ઘટકોને ચાર પ્રકારોમાં વહેંચવામાં આવ્યા છે:

1. અણુઓમાં s-તત્વોબાહ્ય સ્તર (n) ના s-શેલ્સ ભરવામાં આવે છે. s તત્વોમાં હાઇડ્રોજન, હિલીયમ અને દરેક સમયગાળાના પ્રથમ બે તત્વોનો સમાવેશ થાય છે.

2. અણુઓ પર p-તત્વોઇલેક્ટ્રોન બાહ્ય સ્તર (np) ના પી-શેલ્સ ભરે છે. પી-તત્વોમાં દરેક સમયગાળાના છેલ્લા 6 ઘટકોનો સમાવેશ થાય છે (પ્રથમ સિવાય).

3. યુ ડી-તત્વોબીજા બાહ્ય સ્તર (n–1) d ના ઇલેક્ટ્રોન ડી-શેલથી ભરેલું છે. આ s- અને p- તત્વો વચ્ચે સ્થિત મોટા સમયગાળાના દાયકાઓના પ્લગ-ઇનના ઘટકો છે.

4. યુ f-તત્વોત્રીજા બહારના સ્તર (n–2) fનું f સબલેવલ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલું છે. એફ-તત્વોના પરિવારમાં લેન્થેનાઇડ્સ અને એક્ટિનાઇડ્સનો સમાવેશ થાય છે.

તત્વની પરમાણુ સંખ્યાના આધારે ઉત્તેજિત અણુઓની ઇલેક્ટ્રોનિક રચનાને ધ્યાનમાં લેવાથી, તે નીચે મુજબ છે:

કોઈપણ તત્વના અણુના ઉર્જા સ્તરો (ઈલેક્ટ્રોનિક સ્તરો) ની સંખ્યા એ તત્વ સ્થિત હોય તે સમયગાળાની સંખ્યા જેટલી હોય છે. આનો અર્થ એ છે કે s-તત્વો તમામ સમયગાળામાં જોવા મળે છે, બીજા અને અનુગામી સમયગાળામાં p-તત્વો, ચોથા અને અનુગામી સમયગાળામાં d-તત્વો અને છઠ્ઠા અને સાતમા સમયગાળામાં f-તત્વો જોવા મળે છે.

પીરિયડ નંબર અણુના બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોનની મુખ્ય ક્વોન્ટમ સંખ્યા સાથે એકરુપ છે.

s- અને p-તત્વો મુખ્ય પેટાજૂથો બનાવે છે, d-તત્વો ગૌણ પેટાજૂથો બનાવે છે, f-તત્વો lanthanides અને actinides ના પરિવારો બનાવે છે. આમ, પેટાજૂથમાં એવા તત્વોનો સમાવેશ થાય છે જેમના પરમાણુ સામાન્ય રીતે હોય છે સમાન માળખુંમાત્ર બાહ્ય જ નહીં, પણ પૂર્વ-બાહ્ય સ્તર પણ (તત્વોના અપવાદ સિવાય કે જેમાં ઇલેક્ટ્રોનની "નિષ્ફળતા" છે).

જૂથ નંબર સામાન્ય રીતે ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા દર્શાવે છે જે રાસાયણિક બોન્ડની રચનામાં ભાગ લઈ શકે છે. આ જૂથ નંબરનો ભૌતિક અર્થ છે. બાજુના પેટાજૂથોના તત્વો માત્ર તેમના બાહ્ય શેલમાં જ નહીં, પણ તેમના ઉપાંત્ય શેલમાં પણ વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે. મુખ્ય અને ગૌણ પેટાજૂથોના તત્વોના ગુણધર્મોમાં આ મુખ્ય તફાવત છે.

વેલેન્સ ડી- અથવા એફ-ઇલેક્ટ્રોન સાથેના તત્વોને સંક્રમણ તત્વો કહેવામાં આવે છે.

જૂથ નંબર, એક નિયમ તરીકે, તેઓ સંયોજનોમાં પ્રદર્શિત તત્વોની ઉચ્ચતમ હકારાત્મક ઓક્સિડેશન સ્થિતિની બરાબર છે. અપવાદ ફ્લોરિન છે - તેની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ -1 છે; જૂથ VIII તત્વોમાંથી, ફક્ત Os, Ru અને Xe પાસે +8 ની જાણીતી ઓક્સિડેશન સ્થિતિ છે.

4.5. તત્વોના અણુઓના ગુણધર્મોની સામયિકતા

અણુઓની ત્રિજ્યા, આયનીકરણ ઉર્જા, ઈલેક્ટ્રોન એફિનિટી, ઈલેક્ટ્રોનગેટિવિટી અને ઓક્સિડેશન સ્ટેટ જેવી અણુઓની વિશેષતાઓ અણુની ઈલેક્ટ્રોનિક રચના સાથે સંકળાયેલી છે.

ધાતુના અણુઓની ત્રિજ્યા અને બિન-ધાતુના અણુઓની સહસંયોજક ત્રિજ્યા છે. ધાતુના અણુઓની ત્રિજ્યાની ગણતરી આંતરપરમાણુ અંતરના આધારે કરવામાં આવે છે, જે પ્રાયોગિક ડેટાના આધારે મોટાભાગની ધાતુઓ માટે જાણીતી છે. આ કિસ્સામાં, મેટલ અણુની ત્રિજ્યા અડધા બરાબરબે પડોશી અણુઓના કેન્દ્રો વચ્ચેનું અંતર. અણુઓમાં નોનમેટલ્સની સહસંયોજક ત્રિજ્યા અને સરળ પદાર્થોના સ્ફટિકોની ગણતરી સમાન રીતે કરવામાં આવે છે. અણુ ત્રિજ્યા જેટલી મોટી હોય છે, બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન માટે ન્યુક્લિયસ (અને ઊલટું)થી દૂર થવું તેટલું સરળ હોય છે. વિપરીત અણુ ત્રિજ્યા, આયન ત્રિજ્યા એ મનસ્વી મૂલ્યો છે.

સમયગાળામાં ડાબેથી જમણે, ધાતુઓની અણુ ત્રિજ્યાનું મૂલ્ય ઘટે છે, અને બિન-ધાતુઓની અણુ ત્રિજ્યા બદલાય છે. જટિલ રીતે, કારણ કે તે રાસાયણિક બોન્ડની પ્રકૃતિ પર આધારિત છે. બીજા સમયગાળામાં, ઉદાહરણ તરીકે, અણુઓની ત્રિજ્યા પ્રથમ ઘટે છે અને પછી વધે છે, ખાસ કરીને જ્યારે ઉમદા ગેસ પરમાણુ તરફ જતી વખતે તીવ્રપણે.

મુખ્ય પેટાજૂથોમાં, અણુઓની ત્રિજ્યા ઉપરથી નીચે સુધી વધે છે, કારણ કે ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરોની સંખ્યામાં વધારો થાય છે.

કેશન ત્રિજ્યા ત્રિજ્યા કરતાં ઓછીઅનુરૂપ અણુ, અને કેશનનો હકારાત્મક ચાર્જ વધે તેમ, તેની ત્રિજ્યા ઘટતી જાય છે. તેનાથી વિપરીત, આયન ત્રિજ્યા હંમેશા હોય છે ત્રિજ્યા કરતા વધારેતેના અનુરૂપ અણુ. કણો (અણુઓ અને આયનો) જેમાં હોય છે સમાન સંખ્યાઇલેક્ટ્રોન આઇસોઇલેક્ટ્રૉનિક આયનોની શ્રેણીમાં, ત્રિજ્યા ઘટે છે કારણ કે આયનની નકારાત્મક ત્રિજ્યા ઘટે છે અને હકારાત્મક ત્રિજ્યા વધે છે. આવી ઘટાડો થાય છે, ઉદાહરણ તરીકે, શ્રેણીમાં: O 2–, F–, Na +, Mg 2+, Al 3+.

આયનીકરણ ઊર્જા- જમીનની સ્થિતિમાં અણુમાંથી ઇલેક્ટ્રોન દૂર કરવા માટે જરૂરી ઊર્જા. તે સામાન્ય રીતે ઇલેક્ટ્રોન વોલ્ટમાં વ્યક્ત થાય છે (1 eV = 96.485 kJ/mol). સમયગાળામાં, ડાબેથી જમણે, આયનીકરણ ઊર્જા વધતા પરમાણુ ચાર્જ સાથે વધે છે. મુખ્ય પેટાજૂથોમાં, ઉપરથી નીચે સુધી, તે ઘટે છે, કારણ કે ઇલેક્ટ્રોનનું ન્યુક્લિયસનું અંતર વધે છે અને આંતરિક ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરોની સ્ક્રીનીંગ અસર વધે છે.

કોષ્ટક 4.1 કેટલાક અણુઓ માટે આયનીકરણ ઊર્જા (પ્રથમ, બીજા, વગેરે ઇલેક્ટ્રોનને દૂર કરવા માટેની ઊર્જા) ના મૂલ્યો દર્શાવે છે.

બીજા સમયગાળામાં, Li થી Ne ​​સુધીના સંક્રમણ દરમિયાન, પ્રથમ ઇલેક્ટ્રોનને દૂર કરવાની ઊર્જા વધે છે (કોષ્ટક 4.1 જુઓ). જો કે, કોષ્ટકમાંથી જોઈ શકાય છે તેમ, આયનીકરણ ઊર્જા અસમાન રીતે વધે છે: બોરોન અને ઓક્સિજન માટે, જે અનુક્રમે બેરિલિયમ અને નાઇટ્રોજનને અનુસરે છે, થોડો ઘટાડો જોવા મળે છે, જે અણુઓની ઇલેક્ટ્રોનિક રચનાની વિશિષ્ટતાને કારણે છે.

બેરિલિયમનો બાહ્ય s-શેલ સંપૂર્ણપણે ભરાયેલો છે, તેથી તેની બાજુમાં રહેલું ઇલેક્ટ્રોન, બોરોન, પી-ઓર્બિટલમાં પ્રવેશે છે. આ p-ઇલેક્ટ્રોન s-ઇલેક્ટ્રોન કરતાં ન્યુક્લિયસ સાથે ઓછું ચુસ્તપણે બંધાયેલું છે, તેથી p-ઇલેક્ટ્રોનને દૂર કરવા માટે ઓછી ઊર્જાની જરૂર પડે છે.

કોષ્ટક 4.1.

આયનીકરણ ઊર્જા આઈકેટલાક તત્વોના અણુઓ

નાઇટ્રોજન અણુના દરેક પી-ઓર્બિટલમાં એક ઇલેક્ટ્રોન હોય છે. ઓક્સિજન અણુમાં, એક ઇલેક્ટ્રોન પી-ઓર્બિટલમાં પ્રવેશે છે, જે પહેલાથી જ એક ઇલેક્ટ્રોન દ્વારા કબજે કરેલું છે. એક જ ભ્રમણકક્ષામાં બે ઇલેક્ટ્રોન મજબૂત રીતે ભગાડે છે, તેથી નાઇટ્રોજન અણુ કરતાં ઓક્સિજન પરમાણુમાંથી ઇલેક્ટ્રોન દૂર કરવું સરળ છે.

આલ્કલી ધાતુઓમાં સૌથી ઓછી આયનીકરણ ઊર્જા હોય છે, તેથી તેઓ ઉચ્ચાર કરે છે ધાતુના ગુણધર્મો, સૌથી મોટી કિંમતનિષ્ક્રિય વાયુઓની આયનીકરણ ઊર્જા.

ઇલેક્ટ્રોન એફિનિટી- જ્યારે ઇલેક્ટ્રોન તટસ્થ અણુ સાથે જોડાય છે ત્યારે ઉર્જા મુક્ત થાય છે. ઇલેક્ટ્રોન એફિનિટી, આયનીકરણ ઊર્જાની જેમ, સામાન્ય રીતે ઇલેક્ટ્રોન વોલ્ટ્સમાં વ્યક્ત થાય છે. સૌથી વધુ ઇલેક્ટ્રોન એફિનિટી હેલોજન માટે છે, જે અલ્કલી ધાતુઓ માટે સૌથી ઓછી છે. કોષ્ટક 4.2 કેટલાક તત્વોના અણુઓ માટે ઇલેક્ટ્રોન સંબંધ દર્શાવે છે.

કોષ્ટક 4.2.

કેટલાક તત્વોના અણુઓની ઇલેક્ટ્રોન આનુષંગિકતા

ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી- અન્ય અણુઓમાંથી વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનને આકર્ષવા માટે પરમાણુ અથવા આયનમાં અણુની ક્ષમતા. માત્રાત્મક માપ તરીકે ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી (EO) એ અંદાજિત મૂલ્ય છે. લગભગ 20 ઈલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી સ્કેલ પ્રસ્તાવિત કરવામાં આવ્યા છે, જેમાંથી સૌથી વધુ જાણીતું છે એલ. પાઉલિંગ દ્વારા વિકસિત સ્કેલ. ફિગ માં. 4.7 પાઉલિંગ અનુસાર EO ના મૂલ્યો દર્શાવે છે.

ચોખા. 4.7. તત્વોની ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી (પોલિંગ મુજબ)

પૌલિંગ સ્કેલ પરના તમામ તત્વોમાં ફ્લોરિન એ સૌથી વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ છે. તેનું EO 4 માનવામાં આવે છે. સૌથી ઓછું ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ સીઝિયમ છે. હાઇડ્રોજન રોકે છે મધ્યવર્તી સ્થિતિ, કારણ કે જ્યારે કેટલાક તત્વો સાથે ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરે છે ત્યારે તે ઇલેક્ટ્રોન છોડી દે છે, અને જ્યારે અન્ય લોકો સાથે ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરે છે ત્યારે તે લાભ મેળવે છે.

4.6. સંયોજનોના એસિડ-બેઝ ગુણધર્મો; કોસેલ સર્કિટ

તત્વોના સંયોજનોના એસિડ-બેઝ ગુણધર્મોમાં ફેરફારોની પ્રકૃતિને સમજાવવા માટે, કોસેલ (જર્મની) નો ઉપયોગ કરીને પ્રસ્તાવિત સરળ રેખાકૃતિ, એ ધારણા પર આધારિત છે કે પરમાણુઓમાં શુદ્ધ છે આયનીય બોન્ડઅને આયનો વચ્ચે છે કુલોમ્બ ક્રિયાપ્રતિક્રિયા. કોસેલ સ્કીમ તેમાં રહેલા સંયોજનોના એસિડ-બેઝ ગુણધર્મોનું વર્ણન કરે છે E-N જોડાણોઅને E-O-N, ન્યુક્લિયસના ચાર્જ અને તેમને બનાવતા તત્વની ત્રિજ્યાના આધારે.

બે મેટલ હાઇડ્રોક્સાઇડ્સ, જેમ કે LiOH અને KOH માટે કોસેલ ડાયાગ્રામ ફિગમાં બતાવવામાં આવ્યું છે. 4.8.

ચોખા. 4.8. LiOH અને KOH માટે કોસેલ ડાયાગ્રામ

પ્રસ્તુત રેખાકૃતિમાંથી જોઈ શકાય છે તેમ, Li + ion ની ત્રિજ્યા K + ion ની ત્રિજ્યા કરતા નાની છે અને OH - જૂથ પોટેશિયમ કેશન કરતાં લિથિયમ કેટેશન સાથે વધુ ચુસ્તપણે બંધાયેલું છે. પરિણામે, KOH દ્રાવણમાં અલગ થવું સરળ બનશે અને પોટેશિયમ હાઇડ્રોક્સાઇડના મૂળભૂત ગુણધર્મો વધુ સ્પષ્ટ થશે.

બે પાયા CuOH અને Cu(OH) 2 માટેના કોસેલ ડાયાગ્રામનું સમાન રીતે વિશ્લેષણ કરી શકાય છે. ક્યુ 2+ આયનની ત્રિજ્યા નાની હોવાથી અને ચાર્જ Cu + આયન કરતા વધારે હોવાથી, OH - જૂથને Cu 2+ આયન દ્વારા વધુ નિશ્ચિતપણે રાખવામાં આવશે. પરિણામે, આધાર Cu(OH) 2 CuOH કરતાં નબળો હશે.

આમ, પાયાની મજબૂતાઈ વધે છે કારણ કે કેશનની ત્રિજ્યા વધે છે અને તેનો હકારાત્મક ચાર્જ ઘટે છે.

મુખ્ય પેટાજૂથોમાં, ઉપરથી નીચે સુધી, તત્વ આયનોની ત્રિજ્યા આ દિશામાં વધે તેમ પાયાની મજબૂતાઈ વધે છે. ડાબેથી જમણે સમયગાળામાં, તત્વ આયનોની ત્રિજ્યા ઘટે છે અને તેમનો હકારાત્મક ચાર્જ વધે છે, તેથી પાયાની મજબૂતાઈ આ દિશામાં ઘટે છે.

બે ઓક્સિજન-મુક્ત એસિડ માટે કોસેલ ડાયાગ્રામ, ઉદાહરણ તરીકે, HCl અને HI, ફિગમાં બતાવવામાં આવ્યું છે. 4.9

ચોખા. 4.9. HCl અને HI માટે કોસેલ ડાયાગ્રામ

ક્લોરાઇડ આયનની ત્રિજ્યા આયોડાઇડ આયન કરતાં નાની હોવાથી, H+ આયન હાઇડ્રોક્લોરિક એસિડ પરમાણુમાં આયન સાથે વધુ મજબૂત રીતે બંધાયેલું છે, જે હાઇડ્રોઆયોડિક એસિડ કરતાં નબળું હશે. આમ, નકારાત્મક આયન ત્રિજ્યા વધવા સાથે એનોક્સિક એસિડની શક્તિ વધે છે.

ઓક્સિજન ધરાવતા એસિડની શક્તિ વિપરીત રીતે બદલાય છે. તે વધે છે કારણ કે આયનની ત્રિજ્યા ઘટે છે અને તેનો હકારાત્મક ચાર્જ વધે છે. ફિગ માં. આકૃતિ 4.10 બે એસિડ HClO અને HClO 4 માટે કોસેલ ડાયાગ્રામ બતાવે છે.

ચોખા. 4.10. HClO અને HClO 4 માટે કોસેલ ડાયાગ્રામ

C1 7+ આયન ઓક્સિજન આયન સાથે નિશ્ચિતપણે બંધાયેલું છે, તેથી HC1O 4 પરમાણુમાં પ્રોટોન વધુ સરળતાથી વિભાજિત થશે. તે જ સમયે, C1+ આયન અને O2- આયન વચ્ચેનું બંધન ઓછું મજબૂત હોય છે, અને HC1O પરમાણુમાં પ્રોટોન વધુ મજબૂત રીતે O2- આયન દ્વારા જાળવી રાખવામાં આવશે. પરિણામે, HClO 4 વધુ હશે મજબૂત એસિડ HClO કરતાં.

કોસેલની યોજનાનો ફાયદો એ છે કે, એક સરળ મોડેલનો ઉપયોગ કરીને, તે સમાન પદાર્થોની શ્રેણીમાં સંયોજનોના એસિડ-બેઝ ગુણધર્મોમાં ફેરફારોની પ્રકૃતિને સમજાવવા માટે પરવાનગી આપે છે. જો કે, આ યોજના સંપૂર્ણ રીતે ગુણાત્મક છે. તે તમને માત્ર સંયોજનોના ગુણધર્મોની તુલના કરવાની મંજૂરી આપે છે અને મનસ્વી રીતે પસંદ કરેલ એકલ સંયોજનના એસિડ-બેઝ ગુણધર્મો નક્કી કરવાનું શક્ય બનાવતું નથી. આ મોડેલનો ગેરલાભ એ છે કે તે ફક્ત ઇલેક્ટ્રોસ્ટેટિક ખ્યાલો પર આધારિત છે, જ્યારે પ્રકૃતિમાં કોઈ શુદ્ધ (સો ટકા) આયનીય બોન્ડ નથી.

4.7. ઓક્સિડેટીવ- પુનઃસ્થાપન ગુણધર્મોતત્વો અને તેમના જોડાણો

અનુરૂપ તત્વોની ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટીમાં ફેરફારની પ્રકૃતિને ધ્યાનમાં લઈને સરળ પદાર્થોના રેડોક્સ ગુણધર્મોમાં ફેરફાર સરળતાથી સ્થાપિત કરી શકાય છે. મુખ્ય પેટાજૂથોમાં, ઉપરથી નીચે સુધી, ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી ઘટે છે, જે ઓક્સિડેટીવ ગુણધર્મોમાં ઘટાડો અને આ દિશામાં ઘટાડાના ગુણધર્મોમાં વધારો તરફ દોરી જાય છે. ડાબેથી જમણે સમયગાળામાં, ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી વધે છે. પરિણામે, આ દિશામાં, સરળ પદાર્થોના ઘટાડાના ગુણધર્મો ઘટે છે, અને ઓક્સિડાઇઝિંગ ગુણધર્મો વધે છે. આમ, મજબૂત ઘટાડતા એજન્ટો તત્વોના સામયિક કોષ્ટક (પોટેશિયમ, રૂબિડિયમ, સીઝિયમ, બેરિયમ) ના નીચલા ડાબા ખૂણામાં સ્થિત છે, જ્યારે મજબૂત ઓક્સિડાઇઝિંગ એજન્ટો તેના ઉપરના જમણા ખૂણામાં (ઓક્સિજન, ફ્લોરિન, ક્લોરિન) સ્થિત છે.

તત્વોના સંયોજનોના રેડોક્સ ગુણધર્મો તેમની પ્રકૃતિ, તત્વોના ઓક્સિડેશનની ડિગ્રી, સામયિક કોષ્ટકમાં તત્વોની સ્થિતિ અને અન્ય સંખ્યાબંધ પરિબળો પર આધારિત છે.

મુખ્ય પેટાજૂથોમાં, ઉપરથી નીચે સુધી, ઓક્સિજન ધરાવતા એસિડના ઓક્સિડાઇઝિંગ ગુણધર્મો, જેમાં અણુઓ કેન્દ્રિય તત્વપાસે સમાન ડિગ્રીઓક્સિડેશન ઘટે છે. મજબૂત ઓક્સિડાઇઝિંગ એજન્ટો નાઇટ્રોજન અને કેન્દ્રિત છે સલ્ફ્યુરિક એસિડ. ઓક્સિડાઇઝિંગ ગુણધર્મો વધુ મજબૂત બને છે હકારાત્મક ડિગ્રીસંયોજનમાં તત્વનું ઓક્સિડેશન. પોટેશિયમ પરમેંગેનેટ અને પોટેશિયમ ડાયક્રોમેટ મજબૂત ઓક્સિડાઇઝિંગ ગુણધર્મો દર્શાવે છે.

મુખ્ય પેટાજૂથોમાં, સરળ આયનોના ઘટાડાના ગુણધર્મો ઉપરથી નીચે સુધી વધે છે. મજબૂત ઘટાડતા એજન્ટો HI, H 2 S, આયોડાઇડ્સ અને સલ્ફાઇડ્સ છે.