Hukum periodik unsur kimia oleh Dmitry Ivanovich Mendeleev. Pengantar Kimia Umum

Para alkemis juga mencoba menemukan hukum alam yang menjadi dasar untuk mensistematisasikan unsur-unsur kimia. Namun mereka kekurangan informasi yang dapat dipercaya dan terperinci mengenai unsur-unsur tersebut. KE pertengahan abad ke-19 V. pengetahuan tentang unsur-unsur kimia menjadi cukup, dan jumlah unsur meningkat sedemikian rupa sehingga muncul kebutuhan alami dalam sains untuk mengklasifikasikannya. Upaya pertama untuk mengklasifikasikan unsur menjadi logam dan nonlogam ternyata tidak berhasil. Pendahulu D.I. Mendeleev (I.V. Debereiner, J.A. Newlands, L.Yu. Meyer) melakukan banyak hal untuk mempersiapkan penemuan hukum periodik, tetapi tidak mampu memahami kebenarannya. Dmitry Ivanovich menjalin hubungan antara massa unsur dan sifat-sifatnya.

Dmitry Ivanovich lahir di Tobolsk. Dia adalah anak ketujuh belas dalam keluarga. Setelah lulus dari sekolah menengah di kampung halamannya, Dmitry Ivanovich memasuki Institut Pedagogis Utama di St. Petersburg, setelah itu ia melakukan perjalanan ilmiah selama dua tahun ke luar negeri dengan membawa medali emas. Setelah kembali, ia diundang ke Universitas St. Petersburg. Ketika Mendeleev mulai memberikan kuliah tentang kimia, dia tidak menemukan apa pun yang dapat direkomendasikan kepada mahasiswa sebagai a alat bantu pengajaran. Dan dia memutuskan untuk menulis buku baru– “Dasar-Dasar Kimia.”

Penemuan hukum periodik diawali dengan kerja keras selama 15 tahun. Pada tanggal 1 Maret 1869, Dmitry Ivanovich bermaksud meninggalkan Sankt Peterburg menuju provinsi untuk urusan bisnis.

Hukum periodik ditemukan berdasarkan karakteristik atom – massa atom relatif .

Mendeleev menyusun unsur-unsur kimia berdasarkan kenaikan massa atomnya dan memperhatikan bahwa sifat-sifat unsur berulang setelah periode - suatu periode tertentu, Dmitry Ivanovich menyusun periode satu di bawah yang lain, sehingga unsur-unsur serupa terletak di bawah satu sama lain - pada vertikal yang sama, sehingga dibangun sistem periodik unsur.

1 Maret 1869 Rumusan hukum periodik oleh D.I. Mendeleev.

Sifat-sifat zat sederhana, serta bentuk dan sifat senyawa unsur, secara periodik bergantung pada berat atom unsur.

Sayangnya, pada awalnya hanya ada sedikit pendukung hukum periodik, bahkan di kalangan ilmuwan Rusia. Ada banyak lawan, terutama di Jerman dan Inggris.
Penemuan hukum periodik adalah contoh cemerlang dari pandangan ke depan ilmiah: pada tahun 1870, Dmitry Ivanovich meramalkan keberadaan tiga unsur yang kemudian tidak diketahui, yang ia beri nama ekasilicon, ekaaluminum, dan ekaboron. Dia mampu memprediksi dan dengan benar properti yang paling penting elemen baru. Dan kemudian, 5 tahun kemudian, pada tahun 1875, ilmuwan Perancis P.E. Lecoq de Boisbaudran, yang tidak tahu apa-apa tentang karya Dmitry Ivanovich, menemukannya logam baru, menyebutnya galium. Dalam sejumlah sifat dan metode penemuan, galium bertepatan dengan eka-aluminium yang diprediksi oleh Mendeleev. Namun berat badannya ternyata kurang dari perkiraan. Meskipun demikian, Dmitry Ivanovich mengirim surat ke Prancis, menekankan ramalannya.
Dunia ilmiah terperangah dengan prediksi Mendeleev tentang sifat-sifat tersebut ekaaluminium ternyata sangat akurat. Mulai saat ini, hukum periodik mulai berlaku dalam kimia.
Pada tahun 1879, L. Nilsson menemukan skandium di Swedia, yang mewujudkan prediksi Dmitry Ivanovich ekabor .
Pada tahun 1886, K. Winkler menemukan germanium di Jerman, yang ternyata adalah ecasilicium .

Namun kejeniusan Dmitry Ivanovich Mendeleev dan penemuannya bukan hanya prediksi ini!

Di empat tempat dalam tabel periodik, D.I. Mendeleev menyusun unsur-unsur bukan berdasarkan kenaikan massa atom:

Kembali ke akhir abad ke-19, D.I. Mendeleev menulis bahwa, tampaknya, atom terdiri dari hal-hal lain yang lebih besar partikel halus. Setelah kematiannya pada tahun 1907, terbukti bahwa atom terdiri dari partikel elementer. Teori struktur atom membenarkan kebenaran Mendeleev; penataan ulang unsur-unsur ini yang tidak sesuai dengan peningkatan massa atom sepenuhnya dapat dibenarkan.

Rumusan modern dari hukum periodik.

Properti unsur kimia dan senyawanya secara berkala bergantung pada besarnya muatan inti atomnya, yang dinyatakan dalam pengulangan periodik struktur kulit elektron valensi terluar.
Dan sekarang, lebih dari 130 tahun setelah penemuan hukum periodik, kita dapat kembali ke kata-kata Dmitry Ivanovich, yang dijadikan sebagai moto pelajaran kita: “Bagi hukum periodik, masa depan tidak terancam oleh kehancuran, tetapi hanya suprastruktur dan pembangunan dijanjikan.” Berapa banyak unsur kimia yang telah ditemukan saat ini? Dan ini jauh dari batasnya.

Representasi grafis dari hukum periodik adalah sistem periodik unsur kimia. Ini ringkasan singkat semua kimia unsur dan senyawanya.

Perubahan sifat-sifat sistem periodik dengan bertambahnya berat atom dalam suatu periode (dari kiri ke kanan):

1. Sifat logam berkurang

2. Sifat nonlogam meningkat

3. Sifat-sifat oksida dan hidroksida yang lebih tinggi berubah dari basa melalui amfoter menjadi asam.

4. Valensi unsur-unsur dalam rumus oksida yang lebih tinggi meningkat dari SAYAkeVII, dan dalam rumus senyawa hidrogen yang mudah menguap berkurang dari IV keSAYA.

Dari pelajaran kimia pertama Anda, Anda menggunakan tabel D.I. Hal ini dengan jelas menunjukkan bahwa semua unsur kimia yang membentuk zat-zat di dunia sekitar kita saling berhubungan dan mematuhi hukum-hukum umum, yaitu mewakili satu kesatuan - suatu sistem unsur-unsur kimia. Oleh karena itu di ilmu pengetahuan modern Tabel Mendeleev disebut Tabel Periodik Unsur Kimia.

Mengapa "berkala" juga jelas bagi Anda pola umum dalam mengubah sifat-sifat atom, sederhana dan zat kompleks, dibentuk oleh unsur-unsur kimia, diulangi dalam sistem ini pada interval – periode tertentu. Beberapa pola yang ditunjukkan pada Tabel 1 sudah Anda ketahui.

Dengan demikian, semua unsur kimia yang ada di dunia tunduk pada satu Hukum Periodik yang sah secara obyektif di alam, yang representasi grafisnya adalah Tabel Periodik Unsur. Nama hukum dan sistem ini diambil dari nama ahli kimia besar Rusia D.I.

D.I.Mendeleev sampai pada penemuan itu hukum periodik dengan membandingkan sifat dan massa atom relatif unsur-unsur kimia. Untuk melakukan ini, D.I. Mendeleev menuliskan pada kartu untuk setiap unsur kimia: lambang unsur, nilai massa atom relatif (pada zaman D.I. Mendeleev, nilai ini disebut berat atom), rumus dan sifat unsur tersebut. oksida dan hidroksida yang lebih tinggi. Dia menyusun 63 unsur kimia yang diketahui pada saat itu menjadi satu rantai berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya (Gbr. 1) dan menganalisis kumpulan unsur ini, mencoba menemukan pola tertentu di dalamnya. Akibat ketegangan tersebut karya kreatif ia menemukan bahwa dalam rantai ini terdapat interval – periode di mana sifat-sifat unsur dan zat yang dibentuknya berubah dengan cara yang sama (Gbr. 2).

Beras. 1.
Kartu unsur-unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya

Beras. 2.
Kartu unsur disusun menurut perubahan periodik sifat-sifat unsur dan zat yang dibentuknya

Percobaan laboratorium No.2
Simulasi Konstruksi Tabel periodik D.I.Mendeleev

Mari kita buat daftar sekali lagi, dengan menggunakan istilah modern, perubahan reguler pada properti yang muncul dalam periode:

• sifat logam melemah;
• sifat non-logam mengintensifkan;
• bilangan oksidasi unsur-unsur dalam oksida yang lebih tinggi meningkat dari +1 menjadi +8;
• bilangan oksidasi unsur-unsur dalam senyawa hidrogen yang mudah menguap meningkat dari -4 menjadi -1;
• oksida dari basa hingga amfoter digantikan oleh oksida asam;
• hidroksida dari alkali melalui hidroksida amfoter digantikan oleh asam yang mengandung oksigen.

Berdasarkan pengamatan tersebut, D.I. Mendeleev membuat kesimpulan pada tahun 1869 - ia merumuskan Hukum Periodik, yang dengan menggunakan istilah modern terdengar seperti ini:

Mensistematisasikan unsur-unsur kimia berdasarkan massa atom relatifnya, D. I. Mendeleev membayar perhatian besar juga sifat-sifat unsur dan zat-zat yang dibentuknya, yang menyebarkan unsur-unsur tersebut sifat serupa di kolom vertikal - grup. Terkadang, karena melanggar pola yang telah dia identifikasi, dia menempatkan lebih banyak elemen berat sebelum unsur-unsur dengan massa atom relatif lebih rendah. Misalnya, ia menulis kobalt di tabelnya sebelum nikel, telurium sebelum yodium, dan ketika gas inert (mulia) ditemukan, argon sebelum kalium. D.I. Mendeleev menganggap urutan susunan ini perlu karena jika tidak, unsur-unsur ini akan termasuk dalam kelompok unsur-unsur yang sifatnya berbeda. Jadi, khususnya, kalium logam alkali akan termasuk dalam kelompok gas inert, dan gas argon inert akan termasuk dalam kelompok logam alkali.

D.I. Mendeleev tidak dapat menjelaskan pengecualian ini aturan umum, serta alasan periodisitas perubahan sifat-sifat unsur dan zat yang dibentuknya. Namun, dia meramalkan bahwa alasan ini ada di baliknya struktur yang kompleks atom. Intuisi ilmiah D.I. Mendeleev-lah yang memungkinkan dia membangun sistem unsur-unsur kimia bukan berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya, tetapi berdasarkan kenaikan muatan inti atomnya. Fakta bahwa sifat-sifat unsur ditentukan secara tepat oleh muatan inti atomnya ditunjukkan dengan jelas oleh keberadaan isotop yang Anda temui tahun lalu (ingat apa itu, berikan contoh isotop yang Anda kenal).

Menurut ide-ide modern tentang struktur atom, dasar penggolongan unsur kimia adalah muatan inti atomnya, dan rumusan modern Hukum Periodik adalah sebagai berikut:

Periodisitas perubahan sifat-sifat unsur dan senyawanya dijelaskan oleh pengulangan periodik dalam struktur tingkat energi eksternal atom-atomnya. Jumlah tingkat energi, jumlah total elektron yang terletak di atasnya, dan jumlah elektron di tingkat terluarlah yang mencerminkan simbolisme yang diterima dalam Tabel Periodik, yaitu mengungkapkan arti fisik nomor seri unsur, nomor periode, dan nomor golongan (terdiri dari apa?).

Struktur atom memungkinkan untuk menjelaskan penyebab perubahan sifat logam dan nonlogam unsur dalam periode dan golongan.

Oleh karena itu, Hukum Periodik dan Sistem Periodik D.I. Mendeleev merangkum informasi tentang unsur-unsur kimia dan zat-zat yang dibentuknya serta menjelaskan periodisitas perubahan sifat-sifatnya dan alasan kemiripan sifat-sifat unsur-unsur dalam satu golongan.

Keduanya nilai-nilai yang paling penting Hukum periodik dan Sistem Periodik D.I. Mendeleev dilengkapi dengan satu sama lain, yaitu kemampuan memprediksi, yaitu memprediksi, mendeskripsikan sifat-sifat dan menunjukkan cara menemukan unsur-unsur kimia baru. Sudah pada tahap pembuatan Tabel Periodik, D.I. Mendeleev membuat sejumlah prediksi tentang sifat-sifat unsur yang belum diketahui pada saat itu dan menunjukkan cara penemuannya. Dalam tabel yang dibuatnya, D.I. Mendeleev meninggalkan sel kosong untuk elemen-elemen ini (Gbr. 3).

Beras. 3.
Tabel periodik unsur dikemukakan oleh D. I. Mendeleev

Contoh nyata dari kekuatan prediksi Hukum Periodik adalah penemuan unsur-unsur berikutnya: pada tahun 1875, orang Prancis Lecoq de Boisbaudran menemukan galium, yang diprediksi oleh D. I. Mendeleev lima tahun sebelumnya sebagai unsur yang disebut “ekaaluminium” (eka - selanjutnya); pada tahun 1879, L. Nilsson dari Swedia menemukan "ekabor" menurut D. I. Mendeleev; pada tahun 1886 oleh K. Winkler dari Jerman - "exasilicon" menurut D. I. Mendeleev (tentukan dari tabel D. I. Mendeleev nama modern elemen-elemen ini). Seberapa akurat D.I. Mendeleev dalam prediksinya diilustrasikan oleh data pada Tabel 2.

Tabel 2
Sifat-sifat germanium yang diprediksi dan ditemukan secara eksperimental

Para ilmuwan yang menemukan unsur-unsur baru sangat mengapresiasi penemuan ilmuwan Rusia tersebut: “Hampir tidak ada bukti yang lebih mencolok tentang keabsahan doktrin periodisitas unsur selain penemuan eca-silicon yang masih bersifat hipotetis; tentu saja hal ini lebih dari sekedar konfirmasi sederhana terhadap sebuah teori yang berani – hal ini menandai perluasan yang luar biasa bidang kimia visi, sebuah langkah besar dalam bidang pengetahuan” (K. Winkler).

Para ilmuwan Amerika yang menemukan unsur No. 101 memberinya nama “mendelevium” sebagai pengakuan atas ahli kimia besar Rusia Dmitri Mendeleev, yang merupakan orang pertama yang menggunakan Tabel Periodik Unsur untuk memprediksi sifat-sifat unsur yang belum ditemukan.

Anda bertemu di kelas 8 dan tahun ini akan menggunakan formulir tabel periodik yang disebut formulir periode pendek. Namun, di kelas khusus dan masuk sekolah yang lebih tinggi Bentuk lain yang paling banyak digunakan adalah versi jangka panjang. Bandingkan mereka. Apa persamaan dan perbedaan kedua bentuk tabel periodik ini?

Kata-kata dan konsep baru

1. Hukum periodik D.I.Mendeleev.
2. Tabel periodik unsur kimia karya D.I. Mendeleev adalah representasi grafis dari Hukum Periodik.
3. Arti fisis nomor unsur, nomor periode, dan nomor golongan.
4. Pola perubahan sifat-sifat unsur dalam periode dan golongan.
5. Pengertian Hukum Periodik dan Tabel Periodik Unsur Kimia oleh D. I. Mendeleev.

Tugas untuk pekerjaan mandiri

1. Buktikan bahwa Hukum Periodik D.I. Mendeleev, seperti hukum alam lainnya, menjalankan fungsi penjelas, generalisasi, dan prediksi. Berikan contoh yang menggambarkan fungsi hukum lain yang Anda ketahui dari mata kuliah kimia, fisika, dan biologi.
2. Sebutkan suatu unsur kimia yang atomnya mempunyai elektron-elektron yang tersusun bertingkat-tingkat menurut deretan angka: 2, 5. Zat sederhana apa yang dibentuk oleh unsur tersebut? Apa rumusnya? koneksi hidrogen dan apa namanya? Rumus apa yang berfungsi oksida yang lebih tinggi dari unsur ini, apa karakternya? Tuliskan persamaan reaksi yang mencirikan sifat-sifat oksida ini.
3. Berilium sebelumnya diklasifikasikan sebagai unsur Golongan III, dan massa atom relatifnya dianggap 13,5. Mengapa D.I. Mendeleev memindahkannya ke golongan II dan mengoreksi massa atom berilium dari 13,5 menjadi 9?
4. Tuliskan persamaan reaksi antara zat sederhana yang dibentuk oleh suatu unsur kimia, yang atomnya elektronnya tersebar di antara tingkat energi menurut deretan angka: 2, 8, 8, 2, dan zat sederhana, unsur terpelajar No 7 dan No 8 dalam Tabel Periodik. Apa tipenya ikatan kimia dalam produk reaksi? Yang struktur kristal mempunyai zat sederhana awal dan hasil interaksinya?
5. Susunlah unsur-unsur berikut menurut kenaikan sifat logamnya: As, Sb, N, P, Bi. Benarkan deret yang dihasilkan berdasarkan struktur atom unsur-unsur tersebut.
6. Susunlah unsur-unsur berikut menurut kenaikan sifat nonlogamnya: Si, Al, P, S, Cl, Mg, Na. Benarkan deret yang dihasilkan berdasarkan struktur atom unsur-unsur tersebut.
7. Susunlah berdasarkan pelemahannya sifat asam oksida yang rumusnya : SiO 2, P 2 O 5, Al 2 O 3, Na 2 O, MgO, Cl 2 O 7. Ratakan deret yang dihasilkan. Tuliskan rumus hidroksida yang berhubungan dengan oksida-oksida ini. Bagaimana karakter asam mereka berubah dalam serial yang Anda usulkan?
8. Tuliskan rumus boron, berilium, dan litium oksida dan urutkan berdasarkan sifat utamanya. Tuliskan rumus hidroksida yang berhubungan dengan oksida-oksida ini. Apa sifat kimianya?
9. Apa itu isotop? Bagaimana penemuan isotop berkontribusi terhadap perkembangan Hukum Periodik?
10. Mengapa muatan inti atom unsur-unsur dalam Tabel Periodik D. I. Mendeleev berubah secara monoton, yaitu muatan inti setiap unsur berikutnya bertambah satu dibandingkan muatannya? inti atom unsur sebelumnya, dan sifat-sifat unsur serta zat yang dibentuknya berubah secara berkala?
11. Berikan tiga rumusan Hukum Periodik, yang mana massa atom relatif, muatan inti atom, dan struktur tingkat energi luar pada kulit elektron atom dijadikan dasar sistematisasi unsur kimia.

Hukum periodik D.I. Mendeleev dan tabel periodik unsur kimia memiliki nilai yang besar dalam perkembangan ilmu kimia. Mari kita kembali ke tahun 1871, ketika profesor kimia D.I. Mendeleev, melalui banyak percobaan dan kesalahan, sampai pada kesimpulan bahwa “... sifat-sifat unsur, dan oleh karena itu sifat-sifat unsur sederhana dan tubuh yang kompleks, berdiri secara berkala tergantung pada berat atomnya.” Periodisitas perubahan sifat-sifat unsur timbul karena adanya pengulangan periodik konfigurasi elektronik lapisan elektron terluar dengan bertambahnya muatan inti.

Rumusan modern dari hukum periodik Apakah ini:

“sifat-sifat unsur kimia (yaitu sifat dan bentuk senyawa yang dibentuknya) secara periodik bergantung pada muatan inti atom unsur kimia tersebut.”

Saat mengajar kimia, Mendeleev memahami hafalan itu properti individu setiap unsur menimbulkan kesulitan bagi siswa. Dia mulai mencari cara untuk berkreasi metode sistem untuk memudahkan mengingat properti elemen. Hasilnya adalah meja alami, kemudian dikenal sebagai berkala.

Tabel modern kita sangat mirip dengan tabel periodik. Mari kita lihat lebih dekat.

Tabel periodik

Tabel periodik Mendeleev terdiri dari 8 golongan dan 7 periode.

Kolom vertikal suatu tabel disebut kelompok . Unsur-unsur dalam setiap golongan mempunyai sifat kimia dan yang serupa sifat fisik. Hal ini dijelaskan oleh fakta bahwa unsur-unsur dalam satu golongan mempunyai konfigurasi elektron yang serupa pada lapisan terluarnya, yang jumlah elektronnya sama dengan nomor golongannya. Dalam hal ini, kelompoknya dibagi menjadi subkelompok utama dan sekunder.

DI DALAM Subkelompok utama mencakup unsur-unsur itu elektron valensi terletak di sublevel ns- dan np eksternal. DI DALAM Subkelompok samping mencakup unsur-unsur yang elektron valensinya terletak pada sublevel ns terluar dan sublevel dalam (n - 1) d (atau (n - 2) f-sublevel).

Semua elemen di tabel periodik , tergantung pada sublevel mana (s-, p-, d- atau f-) elektron valensi diklasifikasikan menjadi: s-elemen (elemen subgrup utama Golongan I dan II), elemen p (elemen subkelompok utama III - kelompok VII), d-elemen (elemen subkelompok samping), elemen f (lantanida, aktinida).

Valensi tertinggi suatu unsur (dengan pengecualian O, F, unsur-unsur subkelompok tembaga dan golongan delapan) sama dengan jumlah golongan di mana unsur tersebut ditemukan.

Untuk unsur-unsur subkelompok utama dan sekunder, rumus oksida yang lebih tinggi (dan hidratnya) adalah sama. Pada subkelompok utama, komposisi senyawa hidrogen sama untuk unsur-unsur dalam golongan ini. Hidrida padat membentuk unsur-unsur subkelompok utama golongan I - III, dan golongan IV - VII membentuk senyawa gas hidrogen. Senyawa hidrogen tipe EN 4 merupakan senyawa yang lebih netral, EN 3 bersifat basa, H 2 E dan NE bersifat asam.

Baris horizontal suatu tabel disebut periode. Unsur-unsur dalam periode berbeda satu sama lain, tetapi persamaannya adalah elektron terakhir berada pada tingkat energi yang sama ( bilangan kuantum utamaN- sama ).

Periode pertama berbeda dengan periode lainnya karena hanya terdapat 2 unsur: hidrogen H dan helium He.

Pada periode kedua terdapat 8 unsur (Li – Ne). Litium Li, suatu logam alkali, mengawali periode tersebut, dan gas mulia neon Ne menutupnya.

Pada periode ketiga, seperti halnya periode kedua, terdapat 8 unsur (Na - Ar). Periode dimulai dengan logam alkali natrium Na, dan gas mulia argon Ar menutupnya.

Periode keempat berisi 18 unsur (K - Kr) - Mendeleev menetapkannya sebagai periode pertama jangka waktu yang lama. Itu juga dimulai dengan logam alkali Kalium dan diakhiri gas inert kripton Kr. Termasuk periode yang lama termasuk elemen transisi(Sc - Zn) — D- elemen.

Pada periode kelima, mirip dengan periode keempat, terdapat 18 unsur (Rb - Xe) dan strukturnya mirip dengan periode keempat. Ia juga dimulai dengan logam alkali rubidium Rb, dan diakhiri dengan gas inert xenon Xe. Susunan periode besar meliputi unsur transisi (Y - Cd) - D- elemen.

Periode keenam terdiri dari 32 unsur (Cs – Rn). Kecuali 10 D-elemen (La, Hf - Hg) berisi baris 14 F-elemen (lantanida) - Ce - Lu

Periode ketujuh belum berakhir. Dimulai dengan Franc Fr, diasumsikan mengandung, seperti periode keenam, 32 unsur yang telah ditemukan (sampai unsur dengan Z = 118).

Tabel periodik interaktif

Jika Anda melihat tabel periodik dan tarik garis imajiner yang dimulai dari boron dan berakhir antara polonium dan astatin, maka semua logam akan berada di sebelah kiri garis tersebut, dan non-logam di sebelah kanan. Unsur-unsur yang berbatasan langsung dengan garis ini akan mempunyai sifat-sifat logam dan nonlogam. Mereka disebut metaloid atau semimetal. Ini adalah boron, silikon, germanium, arsenik, antimon, telurium dan polonium.

hukum periodik

Mendeleev memberikan rumusan Hukum Periodik sebagai berikut: “sifat tubuh sederhana, serta bentuk dan sifat senyawa unsur, dan oleh karena itu sifat benda sederhana dan kompleks yang dibentuknya, secara periodik bergantung pada berat atomnya.”
Ada empat pola periodik utama:

Aturan oktet menyatakan bahwa semua unsur cenderung memperoleh atau kehilangan elektron agar memiliki konfigurasi delapan elektron dari gas mulia terdekat. Karena Karena orbital s dan p terluar gas mulia terisi penuh, gas mulia merupakan unsur yang paling stabil.
Energi ionisasi adalah jumlah energi yang dibutuhkan untuk melepaskan elektron dari suatu atom. Menurut aturan oktet, ketika bergerak melintasi tabel periodik dari kiri ke kanan, diperlukan lebih banyak energi untuk melepaskan elektron. Oleh karena itu, unsur-unsur di sisi kiri tabel cenderung kehilangan elektron, dan unsur-unsur di sisi kiri tabel cenderung kehilangan elektron sisi kanan- belilah. Yang paling banyak energi tinggi ionisasi gas inert. Energi ionisasi berkurang seiring dengan bertambahnya golongan ke bawah, karena elektron pada tingkat energi rendah mempunyai kemampuan untuk menolak elektron pada tingkat energi yang lebih tinggi. Fenomena ini disebut efek perisai. Berkat efek ini elektron terluar kurang terikat kuat pada inti. Bergerak sepanjang periode, energi ionisasi meningkat secara bertahap dari kiri ke kanan.

Afinitas elektron– perubahan energi ketika atom suatu zat memperoleh elektron tambahan keadaan gas. Ketika seseorang bergerak ke bawah golongan, afinitas elektron menjadi kurang negatif karena efek penyaringan.

Keelektronegatifan- ukuran seberapa kuat kecenderungannya untuk menarik elektron dari atom lain yang terkait dengannya. Keelektronegatifan meningkat ketika bergerak masuk tabel periodik dari kiri ke kanan dan dari bawah ke atas. Perlu diingat bahwa gas mulia tidak mempunyai keelektronegatifan. Jadi, unsur yang paling elektronegatif adalah fluor.

Berdasarkan konsep-konsep ini, mari kita perhatikan bagaimana sifat-sifat atom dan senyawanya berubah tabel periodik.

Jadi, dalam ketergantungan periodik terdapat sifat-sifat atom yang berhubungan dengan konfigurasi elektroniknya: jari-jari atom, energi ionisasi, keelektronegatifan.

Mari kita perhatikan perubahan sifat-sifat atom dan senyawanya tergantung pada posisinya tabel periodik unsur kimia.

Sifat non-logam atom meningkat saat berpindah dalam tabel periodik kiri ke kanan dan bawah ke atas. Karena ini sifat dasar oksida menurun, dan sifat asam meningkat dalam urutan yang sama - ketika bergerak dari kiri ke kanan dan dari bawah ke atas. Dalam hal ini, sifat asam oksida lebih kuat lebih banyak gelar oksidasi unsur penyusunnya

Berdasarkan periode dari kiri ke kanan sifat dasar hidroksida melemah; di subkelompok utama, dari atas ke bawah, kekuatan fondasi meningkat. Terlebih lagi, jika suatu logam dapat membentuk beberapa hidroksida, maka dengan peningkatan bilangan oksidasi logam tersebut, sifat dasar hidroksida melemah.

Berdasarkan periode dari kiri ke kanan kekuatan asam yang mengandung oksigen meningkat. Ketika berpindah dari atas ke bawah dalam satu kelompok, kekuatan asam yang mengandung oksigen menurun. Dalam hal ini, kekuatan asam meningkat seiring dengan meningkatnya bilangan oksidasi unsur pembentuk asam.

Berdasarkan periode dari kiri ke kanan kekuatan asam bebas oksigen meningkat. Ketika berpindah dari atas ke bawah dalam satu kelompok, kekuatan asam bebas oksigen meningkat.

1. Buktikan bahwa Hukum Periodik D.I. Mendeleev, seperti hukum alam lainnya, menjalankan fungsi penjelas, generalisasi, dan prediksi. Berikan contoh yang menggambarkan fungsi hukum lain yang Anda ketahui dari mata kuliah kimia, fisika, dan biologi.

Hukum periodik Mendeleev adalah salah satu hukum dasar kimia. Dapat dikatakan bahwa semua ilmu kimia modern dibangun di atasnya. Dia menjelaskan ketergantungan sifat-sifat atom pada strukturnya, menggeneralisasi ketergantungan ini untuk semua elemen, membaginya menjadi berbagai kelompok, dan juga memprediksi propertinya bergantung pada struktur dan struktur bergantung pada propertinya.

Ada undang-undang lain yang mempunyai fungsi penjelasan, generalisasi, dan prediktif. Misalnya hukum kekekalan energi, hukum pembiasan cahaya, hukum genetika Mendel.

2. Sebutkan suatu unsur kimia yang atomnya mempunyai elektron-elektron yang tersusun bertingkat-tingkat menurut deretan angka: 2, 5. Zat sederhana apa yang dibentuk oleh unsur tersebut? Apa rumus senyawa hidrogennya dan apa namanya? Apa rumus oksida tertinggi unsur ini, bagaimana karakternya? Tuliskan persamaan reaksi yang mencirikan sifat-sifat oksida ini.

3. Berilium sebelumnya diklasifikasikan sebagai unsur Golongan III, dan massa atom relatifnya dianggap 13,5. Mengapa D.I. Mendeleev memindahkannya ke golongan II dan mengoreksi massa atom berilium dari 13,5 menjadi 9?

Sebelumnya, unsur berilium secara keliru dikaitkan dengan unsur tersebut kelompok III. Alasannya adalah definisi yang salah massa atom berilium (bukannya 9 dianggap sama dengan 13,5). D.I. Mendeleev mengemukakan bahwa berilium termasuk dalam golongan II, berdasarkan sifat kimia unsurnya. Sifat berilium sangat mirip dengan Mg dan Ca, dan sangat berbeda dengan Al. Mengetahui bahwa massa atom Li dan B, unsur-unsur yang bertetangga dengan Be, masing-masing sama dengan 7 dan 11, D. I. Mendeleev berasumsi bahwa massa atom berilium adalah 9.

4. Tuliskan persamaan reaksi antara zat sederhana yang dibentuk oleh suatu unsur kimia, yang dalam atomnya elektron-elektronnya tersebar di antara tingkat-tingkat energi menurut deretan angka: 2, 8, 8, 2, dan zat sederhana yang dibentuk oleh unsur-unsur No. 7 dan No. 8 dalam Tabel Periodik. Jenis ikatan kimia apa yang terdapat pada produk reaksi? Struktur kristal apa yang dimiliki zat sederhana asli dan produk interaksinya?

5. Susunlah unsur-unsur berikut menurut kenaikan sifat logamnya: As, Sb, N, P, Bi. Benarkan deret yang dihasilkan berdasarkan struktur atom unsur-unsur tersebut.

N, P, As, Sb, Bi - penguatan sifat logam. Sifat logam dari kelompok ditingkatkan.

6. Susunlah unsur-unsur berikut menurut kenaikan sifat nonlogamnya: Si, Al, P, S, Cl, Mg, Na. Benarkan deret yang dihasilkan berdasarkan struktur atom unsur-unsur tersebut.

Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl - penguatan sifat non-logam. Sifat non-logam meningkat seiring berjalannya waktu.

7. Susunlah oksida-oksida berdasarkan sifat asamnya yang melemah, yang rumusnya adalah: SiO2, P2O5, Al2O3, Na2O, MgO, Cl2O7. Ratakan deret yang dihasilkan. Tuliskan rumus hidroksida yang berhubungan dengan oksida-oksida ini. Bagaimana karakter asam mereka berubah dalam serial yang Anda usulkan?

8. Tuliskan rumus boron, berilium, dan litium oksida dan urutkan berdasarkan sifat dasar menaik. Tuliskan rumus hidroksida yang berhubungan dengan oksida-oksida ini. Apa sifat kimianya?

9. Apa itu isotop? Bagaimana penemuan isotop berkontribusi terhadap perkembangan Hukum Periodik?

Tabel periodik unsur mencerminkan hubungan unsur-unsur kimia. Nomor atom elemen sama dengan muatan inti, secara numerik itu sama dengan nomornya proton. Jumlah neutron yang terkandung dalam inti suatu unsur, berbeda dengan jumlah proton, bisa berbeda. Atom suatu unsur yang intinya mengandung nomor yang berbeda neutron disebut isotop.

Setiap unsur kimia memiliki beberapa isotop (diperoleh secara alami atau buatan). Massa atom suatu unsur kimia sama dengan rata-rata massa seluruh unsurnya isotop alami mengingat prevalensinya.

Dengan ditemukannya isotop, muatan inti atom, bukan massa atomnya, mulai digunakan untuk mendistribusikan unsur-unsur dalam tabel periodik.

10. Mengapa muatan inti atom unsur-unsur pada Tabel Periodik D.I. Mendeleev berubah secara monoton, yaitu muatan inti setiap unsur berikutnya bertambah satu dibandingkan muatan inti atom unsur sebelumnya, dan sifat-sifat unsur dan zat yang dibentuknya berubah secara berkala?

Hal ini terjadi karena sifat-sifat unsur dan senyawanya tidak bergantung jumlah total elektron, tetapi hanya dari elektron valensi, yang terletak di lapisan terakhir. Jumlah elektron valensi berubah secara berkala, oleh karena itu sifat-sifat unsur juga berubah secara berkala.

11. Berikan tiga rumusan Hukum Periodik, yang mana massa atom relatif, muatan inti atom, dan struktur tingkat energi luar pada kulit elektron atom dijadikan dasar sistematisasi unsur kimia.

1. Sifat-sifat unsur kimia dan zat yang dibentuknya secara periodik bergantung pada massa atom relatif unsur tersebut.
2. Sifat-sifat unsur kimia dan zat yang dibentuknya secara periodik bergantung pada muatan inti atom unsur tersebut.
3. Sifat-sifat unsur kimia dan zat yang dibentuknya secara periodik bergantung pada struktur tingkat energi eksternal pada kulit elektron atom.

4.1. Hukum periodik D.I. Mendeleev

Hukum periodik – pencapaian terbesar ilmu kimia, dasar dari semuanya kimia modern. Dengan penemuannya, kimia tidak lagi menjadi ilmu deskriptif; pandangan ke depan ilmiah menjadi mungkin di dalamnya.

Hukum periodik ditemukan D.I.Mendeleev pada tahun 1869, Ilmuwan merumuskan hukum ini sebagai berikut: “Sifat-sifat benda sederhana, serta bentuk dan sifat senyawa unsur, secara periodik bergantung pada besarnya berat atom unsur.”

Kajian yang lebih rinci tentang struktur materi menunjukkan bahwa periodisitas sifat-sifat unsur tidak disebabkan oleh massa atom, tetapi berdasarkan struktur elektronik atom.

Muatan inti adalah karakteristik yang menentukan struktur elektronik atom, dan juga sifat-sifat unsur. Oleh karena itu di formulasi modern Hukum periodik berbunyi seperti ini: sifat-sifat zat sederhana, serta bentuk dan sifat senyawa unsur, secara periodik bergantung pada nomor atom (pada nilai muatan inti atomnya).

Ungkapan Hukum Periodik adalah tabel periodik unsur.

4.2. Tabel periodik D.I.Mendeleev

Tabel periodik unsur karya D.I. Mendeleev terdiri dari tujuh periode, yaitu barisan unsur-unsur secara horizontal yang disusun berdasarkan kenaikan muatan inti atomnya. Periode 1, 2, 3, 4, 5, 6 masing-masing mengandung 2, 8, 8, 18, 18, 32 unsur. Periode ketujuh belum selesai. Periode 1, 2 dan 3 disebut kecil, sisanya - besar.

Setiap periode (kecuali periode pertama) dimulai dengan atom logam alkali (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) dan diakhiri dengan gas mulia (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), yang didahului oleh a non-logam yang khas. Dalam periode dari kiri ke kanan, sifat logam berangsur-angsur melemah dan sifat nonlogam meningkat, seiring dengan bertambahnya muatan positif inti atom, jumlah elektron pada tingkat terluar bertambah.

Pada periode pertama, selain helium, hanya ada satu unsur - hidrogen. Ia ditempatkan secara kondisional dalam subkelompok IA atau VIIA, karena menunjukkan kesamaan dengan logam alkali dan halogen. Kesamaan hidrogen dengan logam alkali terlihat dalam kenyataan bahwa hidrogen, seperti logam alkali, merupakan zat pereduksi dan, dengan menyumbangkan satu elektron, membentuk kation bermuatan tunggal. Hidrogen memiliki lebih banyak kesamaan dengan halogen: hidrogen, seperti halogen, adalah non-logam, molekulnya diatomik, dapat menunjukkan sifat pengoksidasi, terbentuk dengan logam aktif hidrida mirip garam, misalnya NaH, CaH 2.

Pada periode keempat, setelah Ca, terdapat 10 unsur transisi (dekade Sc – Zn), disusul 6 unsur utama periode lainnya (Ga – Kg). Periode kelima dibangun dengan cara yang sama. Konsep elemen transisi biasanya digunakan untuk merujuk pada unsur apa pun dengan elektron valensi d atau f.

Periode keenam dan ketujuh memiliki sisipan unsur ganda. Di belakang unsur Ba terdapat sisipan unsur d (La - Hg), dan setelah unsur transisi pertama La terdapat 14 unsur f - lantanida(Se - Lu). Setelah Hg terdapat sisa 6 unsur p utama periode keenam (Tl - Rn).

Pada periode ketujuh (tidak lengkap), Ac diikuti oleh 14 elemen f- aktinida(Th - Kiri). DI DALAM akhir-akhir ini La dan Ac masing-masing mulai diklasifikasikan sebagai lantanida dan aktinida. Lantanida dan aktinida ditempatkan secara terpisah di bagian bawah tabel.

Dengan demikian, setiap elemen dalam tabel periodik menempati posisi yang ditentukan secara ketat, yang ditandai urut atau atom nomor.

Dalam tabel periodik, delapan golongan terletak secara vertikal (I – VIII), yang selanjutnya dibagi menjadi subkelompok - yang utama, atau subgrup A dan efek samping, atau subgrup B. Subgrup VIIIB bersifat khusus, di dalamnya terdapat triad unsur-unsur yang menyusun golongan besi (Fe, Co, Ni) dan logam platina (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).

Kemiripan unsur-unsur dalam setiap subkelompok merupakan pola yang paling mencolok dan penting dalam tabel periodik. Pada subkelompok utama, dari atas ke bawah, sifat logam meningkat dan sifat nonlogam melemah. Dalam hal ini, terjadi peningkatan kestabilan senyawa unsur-unsur dengan bilangan oksidasi terendah untuk subkelompok tertentu. Sebaliknya, pada subkelompok samping, dari atas ke bawah, sifat logam melemah dan stabilitas senyawa dengan gelar tertinggi oksidasi.

4.3. Tabel periodik dan konfigurasi elektron atom

sejak kapan reaksi kimia maka inti atom yang bereaksi tidak berubah sifat kimia atom bergantung pada struktur kulit elektronnya.

Isian lapisan elektronik dan kulit elektron atom terjadi sesuai dengan prinsip Pauli dan aturan Hund.

Prinsip Pauli (pengecualian Pauli)

Dua elektron dalam sebuah atom tidak dapat memiliki empat bilangan kuantum yang identik (pada masing-masing bilangan kuantum). orbital atom tidak boleh ada lebih dari dua elektron).

Prinsip Pauli menentukan jumlah maksimal elektron yang memiliki prinsip ini bilangan kuantum N(yaitu terletak pada lapisan elektronik ini): N n = 2n 2. Lapisan elektron pertama (tingkat energi) tidak boleh memiliki lebih dari 2 elektron, lapisan kedua – 8, lapisan ketiga – 18, dst.

Dalam atom hidrogen, misalnya, terdapat satu elektron yang terletak pada tingkat energi pertama dalam keadaan 1s. Putaran elektron ini dapat diarahkan secara sembarang (m s = +1/2 atau m s = –1/2). Perlu ditekankan sekali lagi bahwa tingkat energi pertama terdiri dari satu sublevel - 1s, tingkat energi kedua - dari dua sublevel - 2s dan 2p, yang ketiga - dari tiga sublevel - 3s, 3p, 3d, dll. Sublevel, pada gilirannya, berisi orbital, yang jumlahnya ditentukan oleh bilangan kuantum samping aku dan sama dengan (2 aku + 1). Setiap orbital secara konvensional ditandai dengan kotak, elektron yang terletak di atasnya ditandai dengan panah, yang arahnya menunjukkan orientasi putaran elektron ini. Artinya keadaan elektron dalam atom hidrogen dapat direpresentasikan sebagai 1s 1 atau digambarkan sebagai sel kuantum, Gambar. 4.1:

Beras. 4.1. Simbol elektron dalam atom hidrogen pada orbital 1s

Untuk kedua elektron atom helium n = 1, aku = 0, m aku= 0, m s = +1/2 dan –1/2. Karena itu, rumus elektronik helium 1s 2 . Cangkang elektronik helium lengkap dan sangat stabil. Helium adalah gas mulia.

Menurut prinsip Pauli, tidak mungkin ada dua elektron dengan spin paralel dalam satu orbital. Elektron ketiga dalam atom litium menempati orbital 2s. Konfigurasi elektron Li adalah 1s 2 2s 1, dan berilium adalah 1s 2 2s 2. Karena orbital 2s terisi, elektron kelima atom boron menempati orbital 2p. Pada N= bilangan kuantum 2 sisi (orbital). aku mengambil nilai 0 dan 1. Kapan aku = 0 (keadaan 2s) m aku= 0, dan pada aku = 1 (2p – keadaan) m aku mungkin sama dengan +1; 0; –1. Negara bagian 2p berhubungan dengan tiga sel energi, beras. 4.2.

Beras. 4.2. Susunan elektron atom boron dalam orbital

Untuk atom nitrogen (konfigurasi elektron 1s 2 2s 2 2p 3 dua elektron pada tingkat pertama, lima elektron pada tingkat kedua) dua opsi berikut dimungkinkan struktur elektronik, beras. 4.3:

Beras. 4.3. Opsi yang memungkinkan susunan elektron atom nitrogen dalam orbital

Pada skema pertama, Gambar 4.3a, total putaran sama dengan 1/2 (+1/2 –1/2 +1/2), pada skema kedua (Gambar 4.3b) total putaran sama dengan 3 /2 (+1/2 + 1/2 +1/2). Lokasi putaran ditentukan aturan Hund yang berbunyi: pengisian tingkat energi terjadi sedemikian rupa sehingga putaran totalnya maksimal.

Dengan demikian , Dari dua skema struktur atom nitrogen yang diberikan, yang pertama sesuai dengan keadaan stabil (dengan energi terendah), di mana semua elektron p menempati orbital yang berbeda. Orbital sublevel diisi sebagai berikut: pertama, satu elektron dengan spin yang sama, dan kemudian elektron kedua dengan spin berlawanan.

Dimulai dengan natrium, tingkat energi ketiga dengan n = 3 terisi. Distribusi elektron atom unsur periode ketiga dalam orbital ditunjukkan pada Gambar. 4.4.

Beras. 4.4. Distribusi elektron dalam orbital untuk atom unsur periode ketiga dalam keadaan dasar

Dalam sebuah atom, setiap elektron menempati orbital bebas dengan energi terendah koneksi terbesar dengan inti. Pada tahun 1961 V.M. Klechkovsky merumuskan posisi umum, yg mana energi orbital elektron meningkat dengan urutan peningkatan jumlah bilangan kuantum utama dan sekunder ( n + l), dan jika jumlah ini sama, orbital dengan energi lebih kecil memilikinya nilai yang lebih rendah bilangan kuantum utama n.

Urutan tingkat energi menurut kenaikan energi kira-kira sebagai berikut:

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

Mari kita perhatikan distribusi elektron dalam orbital atom unsur periode keempat (Gbr. 4.5).

Beras. 4.5. Distribusi elektron pada orbital atom unsur periode keempat dalam keadaan dasar

Setelah kalium (konfigurasi elektron 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1) dan kalsium (konfigurasi elektron 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2), kulit 3d bagian dalam terisi elektron (elemen transisi Sc - Zn). Perlu dicatat bahwa ada dua anomali: untuk atom Cr dan Cu pada 4 S-kulit tidak mengandung dua elektron, tetapi satu, mis. terjadi apa yang disebut “kegagalan” elektron 4s terluar ke kulit 3d sebelumnya. Struktur elektronik atom kromium dapat direpresentasikan sebagai berikut (Gbr. 4.6).

Beras. 4.6. Distribusi elektron pada orbital atom kromium

Alasan fisik untuk "pelanggaran" urutan pengisian dikaitkan dengan perbedaan kemampuan penetrasi orbital elektron ke inti, stabilitas khusus konfigurasi elektronik d 5 dan d 10, f 7 dan f 14, sesuai dengan pengisian orbital elektronik dengan satu atau dua elektron, serta efek penyaringan inti lapisan muatan elektronik internal.

Konfigurasi elektronik Atom Mn, Fe, Co, Ni, Cu dan Zn direfleksikan dengan rumus sebagai berikut:

25 jt 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 .

Setelah seng, mulai dari unsur ke-31 - galium hingga unsur ke-36 - kripton, pengisian lapisan keempat (4p - cangkang) dilanjutkan. Konfigurasi elektron unsur-unsur tersebut adalah sebagai berikut:

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 Sebagai 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 .

Perlu dicatat bahwa jika pengecualian Pauli tidak dilanggar, dalam keadaan tereksitasi, elektron dapat ditempatkan di orbital atom lain.

4.4. Jenis unsur kimia

Semua unsur tabel periodik dibagi menjadi empat jenis:

1. Dalam atom s-elemen kulit s pada lapisan luar (n) terisi. Unsur s meliputi hidrogen, helium, dan dua unsur pertama pada setiap periode.

2. Pada atom elemen p elektron mengisi kulit p pada tingkat terluar (np). Elemen p mencakup 6 elemen terakhir setiap periode (kecuali periode pertama).

3.kamu elemen-d diisi dengan elektron d–kulit terluar kedua (n–1) d. Ini adalah elemen plug-in dekade periode besar yang terletak di antara elemen s dan p.

4.kamu f-elemen sublevel f dari level luar ketiga (n–2) f diisi dengan elektron. Keluarga elemen f meliputi lantanida dan aktinida.

Dari pertimbangan struktur elektronik atom yang tidak tereksitasi tergantung pada nomor atom unsurnya, berikut ini:

Jumlah tingkat energi (lapisan elektronik) suatu atom suatu unsur sama dengan jumlah periode di mana unsur tersebut berada. Artinya unsur s terdapat pada semua periode, unsur p pada periode kedua dan selanjutnya, unsur d pada periode keempat dan selanjutnya, dan unsur f pada periode keenam dan ketujuh.

Nomor periode bertepatan dengan bilangan kuantum utama elektron terluar atom.

Unsur s dan p membentuk subkelompok utama, unsur d membentuk subkelompok sekunder, unsur f membentuk famili lantanida dan aktinida. Jadi, subkelompok mencakup unsur-unsur yang biasanya memiliki atom struktur serupa tidak hanya lapisan terluar, tetapi juga lapisan pra-luar (dengan pengecualian unsur-unsur yang “kegagalan” elektronnya).

Nomor golongan biasanya menunjukkan jumlah elektron yang dapat berpartisipasi dalam pembentukan ikatan kimia. Inilah arti fisik dari nomor grup. Unsur-unsur subkelompok samping memiliki elektron valensi tidak hanya pada kulit terluarnya, tetapi juga pada kulit kedua dari belakang. Inilah perbedaan utama dalam sifat-sifat unsur-unsur subkelompok utama dan sekunder.

Unsur yang mempunyai elektron valensi d atau f disebut unsur transisi.

Nomor golongan, pada umumnya, sama dengan bilangan oksidasi positif tertinggi dari unsur-unsur yang ditunjukkannya dalam senyawa. Pengecualiannya adalah fluor - bilangan oksidasinya adalah –1; Dari unsur-unsur Golongan VIII, hanya Os, Ru dan Xe yang diketahui mempunyai bilangan oksidasi +8.

4.5. Periodisitas sifat atom unsur

Karakteristik atom seperti jari-jarinya, energi ionisasi, afinitas elektron, keelektronegatifan, dan bilangan oksidasi berhubungan dengan struktur elektronik atom.

Ada jari-jari atom logam dan jari-jari kovalen atom non-logam. Jari-jari atom logam dihitung berdasarkan jarak antar atom, yang diketahui sebagian besar logam berdasarkan data eksperimen. Dalam hal ini, jari-jari atom logam sama dengan setengah jarak antara pusat dua atom yang bertetangga. Jari-jari kovalen bukan logam dalam molekul dan kristal zat sederhana dihitung dengan cara yang sama. Semakin besar jari-jari atom, semakin mudah elektron terluar melepaskan diri dari inti (begitu pula sebaliknya). Berbeda dengan jari-jari atom, jari-jari ion adalah nilai arbitrer.

Dari kiri ke kanan dalam satu periode, nilai jari-jari atom logam berkurang, dan jari-jari atom nonlogam berubah dengan cara yang kompleks, karena bergantung pada sifat ikatan kimianya. Pada periode kedua, misalnya, jari-jari atom mula-mula mengecil dan kemudian bertambah, terutama tajam ketika berpindah ke atom gas mulia.

Pada subkelompok utama, jari-jari atom bertambah dari atas ke bawah, seiring dengan bertambahnya jumlah lapisan elektronik.

Jari-jari kation kurang dari radius atom yang bersesuaian dengannya, dan dengan peningkatan muatan positif kation, jari-jarinya berkurang. Sebaliknya, jari-jari anion selalu sama lebih besar dari radius atom yang sesuai. Partikel (atom dan ion) yang memiliki nomor yang sama elektron. Dalam rangkaian ion isoelektronik, jari-jarinya mengecil seiring dengan mengecilnya jari-jari negatif ion dan dengan bertambahnya jari-jari positif. Penurunan tersebut terjadi misalnya pada deret: O 2–, F–, Na +, Mg 2+, Al 3+.

Energi ionisasi– energi yang dibutuhkan untuk melepaskan elektron dari atom dalam keadaan dasar. Biasanya dinyatakan dalam elektron volt (1 eV = 96,485 kJ/mol). Dalam satu periode, dari kiri ke kanan, energi ionisasi bertambah seiring bertambahnya muatan inti. Dalam subkelompok utama, dari atas ke bawah, ia berkurang, karena jarak elektron ke inti meningkat dan efek penyaringan lapisan elektronik internal meningkat.

Tabel 4.1 menunjukkan nilai energi ionisasi (energi pelepasan elektron pertama, kedua, dst.) untuk beberapa atom.

Pada periode kedua, selama transisi dari Li ke Ne, energi pelepasan elektron pertama meningkat (lihat Tabel 4.1). Namun, seperti dapat dilihat dari tabel, energi ionisasi meningkat secara tidak merata: untuk boron dan oksigen, yang masing-masing mengikuti berilium dan nitrogen, terjadi sedikit penurunan, yang disebabkan oleh kekhasan struktur elektronik atom.

Kulit s terluar berilium terisi penuh, sehingga elektron di sebelahnya, boron, memasuki orbital p. Elektron p ini kurang terikat erat pada inti dibandingkan elektron s, sehingga pelepasan elektron p memerlukan energi yang lebih sedikit.

Tabel 4.1.

Energi ionisasi SAYA atom beberapa unsur

Setiap orbital p atom nitrogen memiliki satu elektron. Dalam atom oksigen, sebuah elektron memasuki orbital p, yang sudah ditempati oleh satu elektron. Dua elektron pada orbital yang sama akan tolak menolak dengan kuat, sehingga lebih mudah melepaskan elektron dari atom oksigen dibandingkan dari atom nitrogen.

Logam alkali mempunyai energi ionisasi yang paling rendah, sehingga bersifat basa sifat logam, nilai terbesar energi ionisasi gas inert.

Afinitas elektron– energi yang dilepaskan ketika elektron menempel pada atom netral. Afinitas elektron, seperti energi ionisasi, biasanya dinyatakan dalam volt elektron. Afinitas elektron tertinggi adalah pada halogen, terendah pada logam alkali. Tabel 4.2 menunjukkan afinitas elektron terhadap atom beberapa unsur.

Tabel 4.2.

Afinitas elektron atom beberapa unsur

Keelektronegatifan- kemampuan suatu atom dalam suatu molekul atau ion untuk menarik elektron valensi dari atom lain. Keelektronegatifan (EO) sebagai ukuran kuantitatif merupakan nilai perkiraan. Sekitar 20 skala keelektronegatifan telah diusulkan, yang paling dikenal luas adalah skala yang dikembangkan oleh L. Pauling. Pada Gambar. 4.7 menunjukkan nilai EO menurut Pauling.

Beras. 4.7. Keelektronegatifan unsur (menurut Pauling)

Fluor adalah unsur yang paling elektronegatif dari semua unsur pada skala Pauling. EO-nya dianggap 4. Yang paling elektronegatif adalah sesium. Hidrogen menempati posisi perantara, karena ketika berinteraksi dengan beberapa unsur ia melepaskan elektronnya, dan ketika berinteraksi dengan unsur lain ia memperoleh elektron.

4.6. Sifat asam basa senyawa; Sirkuit Kossel

Untuk menjelaskan sifat perubahan sifat asam basa senyawa unsur, Kossel (Jerman) mengusulkan penggunaan diagram sederhana, berdasarkan asumsi bahwa di dalam molekul terdapat yang murni ikatan ionik dan antar ion ada Interaksi Coulomb. Skema Kossel menggambarkan sifat asam basa senyawa yang mengandung koneksi E-N dan E-O-N, bergantung pada muatan inti dan jari-jari unsur pembentuknya.

Diagram Kossel untuk dua logam hidroksida, seperti LiOH dan KOH, ditunjukkan pada Gambar. 4.8.

Beras. 4.8. Diagram Kossel untuk LiOH dan KOH

Terlihat dari diagram yang disajikan, jari-jari ion Li+ lebih kecil dari jari-jari ion K+ dan gugus OH- terikat lebih erat pada kation litium dibandingkan dengan kation kalium. Akibatnya KOH akan lebih mudah terdisosiasi dalam larutan dan sifat dasar kalium hidroksida akan lebih terasa.

Dengan cara yang sama, Anda dapat menganalisis skema Kossel untuk dua basa CuOH dan Cu(OH) 2. Karena jari-jari ion Cu 2+ lebih kecil dan muatannya lebih besar dibandingkan dengan ion Cu +, maka gugus OH - akan terikat lebih kuat oleh ion Cu 2+. Akibatnya basa Cu(OH) 2 akan lebih lemah dibandingkan CuOH.

Dengan demikian, kekuatan basa meningkat seiring dengan bertambahnya jari-jari kation dan berkurangnya muatan positifnya.

Dalam subkelompok utama, dari atas ke bawah, kekuatan basa meningkat seiring dengan meningkatnya jari-jari ion unsur ke arah ini. Dalam periode dari kiri ke kanan, jari-jari ion suatu unsur mengecil dan muatan positifnya bertambah, sehingga kekuatan basa menurun ke arah ini.

Diagram Kossel untuk dua asam bebas oksigen, misalnya HCl dan HI, ditunjukkan pada Gambar. 4.9

Beras. 4.9. Diagram Kossel untuk HCl dan HI

Karena jari-jari ion klorida lebih kecil daripada jari-jari ion iodida, maka ion H+ terikat lebih kuat pada anion dalam molekul asam klorida, sehingga akan lebih lemah dibandingkan dengan asam hidroiodik. Dengan demikian, kekuatan asam anoxic meningkat dengan meningkatnya jari-jari ion negatif.

Kekuatan asam yang mengandung oksigen berubah sebaliknya. Ini meningkat ketika jari-jari ion berkurang dan muatan positifnya meningkat. Pada Gambar. Gambar 4.10 menunjukkan diagram Kossel untuk dua asam HClO dan HClO 4.

Beras. 4.10. Diagram Kossel untuk HClO dan HClO 4

Ion C1 7+ terikat kuat pada ion oksigen, sehingga proton akan lebih mudah terpecah pada molekul HC1O 4. Pada saat yang sama, ikatan antara ion C1+ dan ion O2- menjadi kurang kuat, dan pada molekul HC1O proton akan lebih kuat ditahan oleh anion O2-. Akibatnya HClO 4 akan lebih banyak asam kuat daripada HClO.

Keuntungan skema Kossel adalah dengan menggunakan model sederhana, memungkinkan seseorang menjelaskan sifat perubahan sifat asam basa senyawa dalam serangkaian zat serupa. Namun skema ini murni kualitatif. Ini hanya memungkinkan Anda membandingkan sifat-sifat senyawa dan tidak memungkinkan untuk menentukan sifat asam-basa dari senyawa tunggal yang dipilih secara acak. Kekurangan model ini adalah hanya didasarkan pada konsep elektrostatik, sedangkan di alam tidak ada ikatan ionik yang murni (seratus persen).

4.7. Oksidatif- sifat restoratif elemen dan hubungannya

Perubahan sifat redoks zat sederhana dapat dengan mudah ditentukan dengan mempertimbangkan sifat perubahan keelektronegatifan unsur-unsur yang bersesuaian. Pada subkelompok utama, dari atas ke bawah, keelektronegatifan menurun, yang menyebabkan penurunan sifat oksidatif dan peningkatan sifat pereduksi ke arah ini. Dalam periode dari kiri ke kanan, keelektronegatifan meningkat. Akibatnya, sifat reduksi zat sederhana menurun ke arah ini, dan sifat pengoksidasi meningkat. Jadi, zat pereduksi kuat terletak di sudut kiri bawah tabel periodik unsur (kalium, rubidium, cesium, barium), sedangkan zat pengoksidasi kuat terletak di sudut kanan atas (oksigen, fluor, klor).

Sifat redoks senyawa unsur bergantung pada sifatnya, bilangan oksidasi unsur, kedudukan unsur dalam tabel periodik, dan sejumlah faktor lainnya.

Dalam subkelompok utama, dari atas ke bawah, sifat pengoksidasi asam yang mengandung oksigen, di mana atom-atomnya elemen sentral memiliki gelar yang sama oksidasi menurun. Agen pengoksidasi kuat adalah nitrogen dan pekat asam sulfat. Sifat pengoksidasi menjadi semakin kuat derajat positif oksidasi suatu unsur dalam suatu senyawa. Kalium permanganat dan kalium dikromat menunjukkan sifat pengoksidasi yang kuat.

Pada subkelompok utama, sifat pereduksi anion sederhana meningkat dari atas ke bawah. Agen pereduksi kuat adalah HI, H 2 S, iodida dan sulfida.