Dmitrijaus Ivanovičiaus Mendelejevo periodinis cheminių elementų dėsnis. Bendrosios chemijos įvadas

Alchemikai taip pat bandė rasti gamtos dėsnį, kuriuo remiantis būtų galima susisteminti cheminius elementus. Tačiau jiems trūko patikimos ir išsamios informacijos apie elementus. KAM vidurys - 19 d V. žinių apie cheminius elementus tapo pakankamai, o elementų padaugėjo tiek, kad moksle atsirado natūralus poreikis juos klasifikuoti. Pirmieji bandymai skirstyti elementus į metalus ir nemetalus pasirodė nesėkmingi. D.I.Mendelejevo pirmtakai (I.V.Debereineris, J.A.Newlandsas, L.Yu.Meyeris) daug nuveikė, kad pasiruoštų periodinio įstatymo atradimui, bet nesugebėjo suvokti tiesos. Dmitrijus Ivanovičius nustatė ryšį tarp elementų masės ir jų savybių.

Dmitrijus Ivanovičius gimė Tobolske. Jis buvo septynioliktas vaikas šeimoje. Gimtajame mieste baigęs vidurinę mokyklą, Dmitrijus Ivanovičius įstojo į Sankt Peterburgo pagrindinį pedagoginį institutą, po kurio su aukso medaliu išvyko į dvejų metų mokslinę kelionę į užsienį. Grįžęs buvo pakviestas į Sankt Peterburgo universitetą. Kai Mendelejevas pradėjo skaityti chemijos paskaitas, jis nerado nieko, ką būtų galima rekomenduoti studentams kaip a mokymo priemonė. Ir jis nusprendė parašyti nauja knyga– „Chemijos pagrindai“.

Periodinio įstatymo atradimas buvo 15 metų sunkaus darbo. 1869 m. kovo 1 d. Dmitrijus Ivanovičius ketino verslo reikalais išvykti iš Sankt Peterburgo į provincijas.

Periodinis dėsnis buvo atrastas remiantis atomo charakteristika – santykine atomine mase .

Mendelejevas sudėliojo cheminius elementus didėjančia jų atominių masių tvarka ir pastebėjo, kad elementų savybės pasikartoja po tam tikro laikotarpio – periodo, Dmitrijus Ivanovičius išdėstė periodus vieną po kito, kad panašūs elementai būtų vienas po kito – ant tos pačios vertikalios, todėl periodinės sistemos elementai buvo pastatyti.

1869 metų kovo 1 d Periodinio įstatymo formulavimas D. I. Mendelejevas.

Paprastų medžiagų savybės, taip pat elementų junginių formos ir savybės periodiškai priklauso nuo elementų atominių svorių.

Deja, iš pradžių periodinio įstatymo šalininkų buvo labai mažai, net tarp rusų mokslininkų. Priešininkų yra daug, ypač Vokietijoje ir Anglijoje.
Periodinio dėsnio atradimas yra puikus mokslinės numatymo pavyzdys: 1870 m. Dmitrijus Ivanovičius numatė trijų tada nežinomų elementų, kuriuos pavadino ekasiliciu, ekaaliuminiu ir ekaboronu, egzistavimą. Jis sugebėjo teisingai nuspėti ir svarbiausias savybes naujų elementų. Ir tada, po 5 metų, 1875 m., prancūzų mokslininkas P.E. Lecoqas de Boisbaudranas, kuris nieko nežinojo apie Dmitrijaus Ivanovičiaus darbus, atrado naujas metalas, vadinamas galiu. Daugeliu savybių ir atradimo metodo galis sutapo su Mendelejevo numatytu eka-aliuminiu. Tačiau jo svoris pasirodė mažesnis nei prognozuota. Nepaisant to, Dmitrijus Ivanovičius išsiuntė laišką Prancūzijai, reikalaudamas savo prognozės.
Mokslo pasaulis buvo priblokštas dėl Mendelejevo numatytų savybių ekaalialiuminis pasirodė toks tikslus. Nuo šio momento chemijoje pradeda galioti periodinis dėsnis.
1879 metais L. Nilssonas Švedijoje atrado skandį, kuris įkūnijo tai, ką prognozavo Dmitrijus Ivanovičius ekabor .
1886 metais K. Winkleris Vokietijoje atrado germanį, kuris pasirodė esąs ecasilicium .

Tačiau Dmitrijaus Ivanovičiaus Mendelejevo genijus ir jo atradimai yra ne tik šios prognozės!

Keturiose periodinės lentelės vietose D.I. Mendelejevas išdėstė elementus ne didėjančios atominės masės tvarka:

Dar XIX amžiaus pabaigoje D.I. Mendelejevas rašė, kad, matyt, atomas susideda iš daugiau smulkios dalelės. Po jo mirties 1907 m. buvo įrodyta, kad atomas susideda iš elementariosios dalelės. Atominės sandaros teorija patvirtino Mendelejevo teisingumą, neatitinkantį atominių masių padidėjimo, yra visiškai pagrįsti.

Šiuolaikinė periodinio įstatymo formuluotė.

Savybės cheminiai elementai o jų junginiai periodiškai priklauso nuo jų atomų branduolių krūvio dydžio, išreikšto išorinio valentinio elektroninio apvalkalo struktūros periodišku pakartojamumu.
Ir dabar, praėjus daugiau nei 130 metų po periodinio dėsnio atradimo, galime grįžti prie Dmitrijaus Ivanovičiaus žodžių, laikomų mūsų pamokos šūkiu: „Periodiniam įstatymui ateitis negresia sunaikinimu, o tik antstatu ir žadama plėtra“. Kiek cheminių elementų buvo rasta šiuo metu? Ir tai toli gražu ne riba.

Grafinis periodinio dėsnio vaizdas yra periodinė cheminių elementų sistema. Tai trumpa santrauka visa elementų ir jų junginių chemija.

Periodinės sistemos savybių pokyčiai didėjant atominiam svoriui laikotarpiu (iš kairės į dešinę):

1. Sumažėja metalinės savybės

2. Didėja nemetalinės savybės

3. Aukštesniųjų oksidų ir hidroksidų savybės keičiasi iš bazinių per amfoterines į rūgštines.

4. Elementų valentingumas aukštesniųjų oksidų formulėse didėja nuo ašįVII, o lakiųjų vandenilio junginių formulėse mažėja nuo IV įaš.

Nuo pirmųjų chemijos pamokų naudojote D. I. Mendelejevo lentelę. Tai aiškiai parodo, kad visi cheminiai elementai, sudarantys mus supančio pasaulio medžiagas, yra tarpusavyje susiję ir paklūsta bendriems dėsniams, tai yra, jie sudaro vieną visumą – cheminių elementų sistemą. Todėl į šiuolaikinis mokslas D.I. Mendelejevo lentelė vadinama periodine cheminių elementų lentele.

Kodėl „periodinis“ jums taip pat aišku, nes bendrus modelius keičiant atomų savybes, paprastas ir sudėtingos medžiagos, susidarę cheminių elementų, šioje sistemoje kartojasi tam tikrais intervalais – periodais. Kai kurie iš šių 1 lentelėje parodytų modelių jums jau žinomi.

Taigi visiems pasaulyje egzistuojantiems cheminiams elementams gamtoje galioja vienas objektyviai galiojantis periodinis dėsnis, kurio grafinis vaizdas yra periodinė elementų lentelė. Šis įstatymas ir sistema pavadinti didžiojo rusų chemiko D. I. Mendelejevo vardu.

D.I. Mendelejevas atėjo į atradimą Periodinis įstatymas lyginant cheminių elementų savybes ir santykines atomines mases. Norėdami tai padaryti, D. I. Mendelejevas kiekvieno cheminio elemento kortelėje užrašė: elemento simbolį, santykinės atominės masės reikšmę (D. I. Mendelejevo laikais ši vertė buvo vadinama atominiu svoriu), formules ir pobūdį. didesnis oksidas ir hidroksidas. Jis sudėliojo 63 tuo metu žinomus cheminius elementus į vieną grandinę didėjančia jų santykinių atominių masių tvarka (1 pav.) ir išanalizavo šį elementų rinkinį, bandydamas rasti joje tam tikrus modelius. Dėl įtampos kūrybinis darbas jis atrado, kad šioje grandinėje yra intervalai – periodai, kuriuose elementų ir jų suformuotų medžiagų savybės kinta panašiai (2 pav.).

Ryžiai. 1.
Elementų kortelės, išdėstytos didėjančia jų santykinių atomų masių tvarka

Ryžiai. 2.
Elementų kortelės, išdėstytos periodiškai besikeičiančių elementų ir jų suformuotų medžiagų savybių tvarka

Laboratorinis eksperimentas Nr.2
Statybos modeliavimas Periodinė lentelė D. I. Mendelejevas

Dar kartą, vartodami šiuolaikinius terminus, išvardinkime reguliarius savybių pokyčius, kurie pasireiškia tam tikrais laikotarpiais:

• susilpnėja metalinės savybės;
• nemetalinės savybės sustiprėti;
• elementų oksidacijos laipsnis aukštesniuose oksiduose padidėja nuo +1 iki +8;
• lakiųjų vandenilio junginių elementų oksidacijos laipsnis padidėja nuo -4 iki -1;
• oksidai nuo bazinių iki amfoterinių pakeičiami rūgštiniais;
• hidroksidai iš šarmų per amfoteriniai hidroksidai pakeičiamos deguonies turinčiomis rūgštimis.

Remdamasis šiais pastebėjimais, D. I. Mendelejevas 1869 m. padarė išvadą - suformulavo periodinį įstatymą, kuris, naudodamasis šiuolaikiniai terminai skamba taip:

Susistemindamas cheminius elementus pagal jų santykines atomines mases, sumokėjo D. I. Mendelejevas didelis dėmesys taip pat elementų ir jų suformuotų medžiagų savybes, paskirstydami elementus su panašių savybių vertikaliuose stulpeliuose – grupės. Kartais, pažeisdamas nustatytą modelį, jis įdėdavo daugiau sunkūs elementai prieš elementus, kurių santykinė atominė masė mažesnė. Pavyzdžiui, kobaltą jis savo lentelėje parašė prieš nikelį, telūrą – prieš jodą, o kai buvo aptiktos inertinės (kilniosios) dujos – argoną prieš kalį. D.I. Mendelejevas manė, kad tokia išdėstymo tvarka yra būtina, nes priešingu atveju šie elementai suskirstytų į elementų grupes, nepanašias į jų savybes. Taigi šarminio metalo kalis pateks į inertinių dujų grupę, o inertinės dujos argonas – į grupę. šarminiai metalai.

D.I. Mendelejevas negalėjo paaiškinti šių išimčių bendroji taisyklė, taip pat elementų ir jų suformuotų medžiagų savybių pokyčių periodiškumo priežastis. Tačiau jis numatė, kad ši priežastis slypi sudėtinga struktūra atomas. Būtent mokslinė D. I. Mendelejevo intuicija leido jam sukurti cheminių elementų sistemą ne jų santykinės atominės masės didinimo, o jų atomų branduolių krūvių didėjimo tvarka. Tai, kad elementų savybes lemia būtent jų atomų branduolių krūviai, iškalbingai įrodo izotopų, kuriuos sutikote pernai, egzistavimas (prisiminkite, kokie jie, pateikite jums žinomų izotopų pavyzdžių).

Pagal šiuolaikinės idėjos Kalbant apie atomo sandarą, cheminių elementų klasifikavimo pagrindas yra jų atomų branduolių krūviai, o šiuolaikinė periodinio dėsnio formuluotė yra tokia:

Elementų ir jų junginių savybių pokyčių periodiškumas paaiškinamas periodišku jų atomų išorinių energijos lygių struktūros pasikartojimu. Būtent energijos lygių skaičius, bendras juose esančių elektronų skaičius ir elektronų skaičius išoriniame lygyje atspindi periodinėje lentelėje priimtą simboliką, t.y. fizinę reikšmę serijos numeris elementas, laikotarpio numeris ir grupės numeris (iš ko jis susideda?).

Atomo sandara leidžia paaiškinti metalinių ir nemetalinių elementų savybių pokyčių periodais ir grupėmis priežastis.

Todėl D. I. Mendelejevo periodinis įstatymas ir periodinė sistema apibendrina informaciją apie cheminius elementus ir jų suformuotas medžiagas ir paaiškina jų savybių pokyčių periodiškumą bei tos pačios grupės elementų savybių panašumo priežastis.

Šios dvi svarbiausias vertybes Periodinį dėsnį ir D. I. Mendelejevo periodinę sistemą papildo dar vienas, tai yra galimybė numatyti, t.y. numatyti, apibūdinti savybes ir nurodyti būdus, kaip atrasti naujus cheminius elementus. Jau periodinės lentelės kūrimo etape D.I. Mendelejevas pateikė daugybę prognozių apie tuo metu dar nežinomų elementų savybes ir nurodė jų atradimo būdus. Jo sukurtoje lentelėje D.I. Mendelejevas šiems elementams paliko tuščias ląsteles (3 pav.).

Ryžiai. 3.
D. I. Mendelejevo pasiūlyta periodinė elementų lentelė

Ryškūs periodinio dėsnio nuspėjimo galios pavyzdžiai buvo vėlesni elementų atradimai: 1875 m. prancūzas Lecoqas de Boisbaudranas atrado galą, kurį D. I. Mendelejevas numatė prieš penkerius metus kaip elementą, vadinamą „ekaaliuminiu“ (eka – kitas); 1879 m. švedas L. Nilssonas atrado „ekaborą“ pagal D. I. Mendelejevą; 1886 m. vokietis K. Winkleris - „exasilicon“ pagal D. I. Mendelejevą (nustatykite iš D. I. Mendelejevo lentelės šiuolaikiniai vardaišie elementai). Kaip tiksliai prognozavo D.I. Mendelejevas, iliustruoja 2 lentelės duomenys.

2 lentelė
Numatytos ir eksperimentiškai atrastos germanio savybės

Naujus elementus atradę mokslininkai labai vertino rusų mokslininko atradimą: „Vargu ar gali būti ryškesnio elementų periodiškumo doktrinos pagrįstumo įrodymo, kaip vis dar hipotetinio ekasilicio atradimas; tai, žinoma, yra daugiau nei paprastas drąsios teorijos patvirtinimas – tai žymi nepaprastą plėtrą chemijos sritis vizija, milžiniškas žingsnis žinių lauke“ (K. Winkler).

Amerikiečių mokslininkai, atradę elementą Nr. 101, pavadino jį „mendelevium“, pripažindami puikų rusų chemiką Dmitrijų Mendelejevą, kuris pirmasis panaudojo periodinę elementų lentelę, kad nuspėtų tuomet dar neatrastų elementų savybes.

Jūs susipažinote 8 klasėje ir šiais metais naudosite periodinės lentelės formą, vadinamą trumpojo laikotarpio forma. Tačiau į specializuotos klasės ir viduje aukštoji mokykla Daugiausia naudojama kita forma – ilgojo laikotarpio versija. Palyginkite juos. Kas yra vienodi ir kuo skiriasi šios dvi periodinės lentelės formos?

Nauji žodžiai ir sąvokos

1. Periodinis D. I. Mendelejevo dėsnis.
2. D. I. Mendelejevo periodinė cheminių elementų lentelė yra grafinis periodinio įstatymo vaizdas.
3. Fizinė elemento numerio, laikotarpio numerio ir grupės numerio reikšmė.
4. Elementų savybių kitimo modeliai laikotarpiais ir grupėmis.
5. D. I. Mendelejevo periodinio dėsnio ir cheminių elementų periodinės lentelės prasmė.

Savarankiško darbo užduotys

1. Įrodykite, kad periodinis D. I. Mendelejevo įstatymas, kaip ir bet kuris kitas gamtos dėsnis, atlieka aiškinamąsias, apibendrinančias ir nuspėjamąsias funkcijas. Pateikite pavyzdžių, iliustruojančių šias kitų jums žinomų dėsnių funkcijas iš chemijos, fizikos ir biologijos kursų.
2. Pavadinkite cheminį elementą, kurio atome elektronai išsidėstę lygiais pagal skaičių eilę: 2, 5. Kokią paprastą medžiagą sudaro šis elementas? Kokia to formulė? vandenilio jungtis ir kaip tai vadinasi? Ką daro formulė didesnis oksidas koks šio elemento pobūdis? Užrašykite šio oksido savybes apibūdinančias reakcijų lygtis.
3. Anksčiau berilis buvo priskirtas III grupės elementams, o jo santykinė atominė masė buvo laikoma 13,5. Kodėl D.I. Mendelejevas perkėlė jį į II grupę ir pakoregavo berilio atominę masę nuo 13,5 iki 9?
4. Parašykite reakcijos lygtis tarp paprastos medžiagos, sudarytos iš cheminio elemento, kurios atome elektronai pasiskirstę energijos lygiais pagal skaičių eilę: 2, 8, 8, 2, ir paprastųjų medžiagų, išsilavinusių elementų 7 ir 8 periodinėje lentelėje. Koks yra tipas cheminis ryšys reakcijos produktuose? Kuris kristalų struktūra turi pradines paprastas medžiagas ir jų sąveikos produktus?
5. Išdėstykite šiuos elementus pagal didėjančias metalo savybes: As, Sb, N, P, Bi. Pagrįskite gautą eilutę pagal šių elementų atomų struktūrą.
6. Išdėstykite šiuos elementus nemetalinių savybių didėjimo tvarka: Si, Al, P, S, Cl, Mg, Na. Pagrįskite gautą eilutę pagal šių elementų atomų struktūrą.
7. Išdėstykite susilpnėjimo tvarka rūgštinės savybės oksidai, kurių formulės yra: SiO 2, P 2 O 5, Al 2 O 3, Na 2 O, MgO, Cl 2 O 7. Pagrįskite gautą seriją. Užrašykite šiuos oksidus atitinkančių hidroksidų formules. Kaip keičiasi jų rūgštus charakteris jūsų pasiūlytame seriale?
8. Parašykite boro, berilio ir ličio oksidų formules ir išdėliokite jas pagrindinių savybių didėjimo tvarka. Užrašykite šiuos oksidus atitinkančių hidroksidų formules. Kokia jų cheminė prigimtis?
9. Kas yra izotopai? Kaip izotopų atradimas prisidėjo prie periodinio įstatymo raidos?
10. Kodėl D. I. Mendelejevo periodinėje lentelėje elementų atomų branduolių krūviai kinta monotoniškai, t.y. kiekvieno paskesnio elemento branduolio krūvis padidėja vienu, palyginti su krūviu atomo branduolys ankstesnį elementą, o elementų ir jų formuojamų medžiagų savybės periodiškai keičiasi?
11. Pateikite tris Periodinio dėsnio formuluotes, kuriose cheminių elementų sisteminimo pagrindu imama santykinė atominė masė, atomo branduolio krūvis ir išorinių energijos lygių struktūra atomo elektroniniame apvalkale.

Periodinė teisė D.I. Mendelejevas ir periodinė cheminių elementų lentelė turi puiki vertė chemijos raidoje. Grįžkime į 1871-uosius, kai chemijos profesorius D.I. Mendelejevas per daugybę bandymų ir klaidų priėjo prie išvados, kad „... elementų savybės, taigi ir paprastųjų ir sudėtingi kūnai, stovi periodiškai, priklausomai nuo jų atominio svorio. Elementų savybių pokyčių periodiškumas atsiranda dėl periodinio išorinio elektronų sluoksnio elektroninės konfigūracijos pasikartojimo, didėjant branduolio krūviui.

Šiuolaikinė periodinio įstatymo formuluotė ar tai:

„cheminių elementų savybės (t. y. jų sudarytų junginių savybės ir forma) periodiškai priklauso nuo cheminių elementų atomų branduolio krūvio“.

Dėstydamas chemiją Mendelejevas suprato tą įsiminimą individualios savybės kiekvienas elementas sukelia mokiniams sunkumų. Jis pradėjo ieškoti būdų, kaip kurti sistemos metodas kad būtų lengviau įsiminti elementų savybes. Rezultatas buvo natūralus stalas, vėliau jis tapo žinomas kaip periodiškai.

Mūsų šiuolaikinė lentelė labai panaši į periodinę. Pažvelkime į tai atidžiau.

Periodinė lentelė

Mendelejevo periodinė lentelė susideda iš 8 grupių ir 7 periodų.

Vertikalios lentelės stulpeliai vadinami grupės . Kiekvienos grupės elementai turi panašią cheminę ir fizines savybes. Tai paaiškinama tuo, kad tos pačios grupės elementai turi panašias išorinio sluoksnio elektronines konfigūracijas, kurių elektronų skaičius yra lygus grupės skaičiui. Šiuo atveju grupė yra padalinta į pagrindiniai ir antriniai pogrupiai.

IN Pagrindiniai pogrupiai apima elementus, kurie valentiniai elektronai yra išoriniuose ns ir np polygiuose. IN Šoniniai pogrupiai apima elementus, kurių valentiniai elektronai yra išoriniame ns polygyje ir vidiniame (n - 1) d polygyje (arba (n - 2) f polygyje).

Visi elementai yra periodinė lentelė , priklausomai nuo to, kuriame polygyje (s-, p-, d- arba f-) valentiniai elektronai skirstomi į: s-elementus (elementus) pagrindinis pogrupis I ir II grupės), p-elementai (pagrindinių III pogrupių elementai - VII grupės), d-elementai (elementai šoniniai pogrupiai), f-elementai (lantanidai, aktinidai).

Didžiausias elemento valentingumas (išskyrus O, F, vario pogrupio elementus ir aštuntą grupę) yra lygus grupės, kurioje jis randamas, skaičiui.

Pagrindinių ir antrinių pogrupių elementams aukštesniųjų oksidų (ir jų hidratų) formulės yra vienodos. Pagrindiniuose pogrupiuose vandenilio junginių sudėtis yra tokia pati šios grupės elementams. Kietieji hidridai sudaro pagrindinių I-III grupių pogrupių elementus, o IV-VII grupės sudaro dujinius vandenilio junginius. EN 4 tipo vandenilio junginiai yra neutralesni junginiai, EN 3 – bazės, H 2 E ir NE – rūgštys.

Horizontalios lentelės eilutės vadinamos laikotarpiais. Periodų elementai skiriasi vienas nuo kito, tačiau juos sieja tai, kad paskutiniai elektronai yra tame pačiame energijos lygyje ( pagrindinis kvantinis skaičiusn- tas pats ).

Pirmasis periodas skiriasi nuo kitų tuo, kad yra tik 2 elementai: vandenilis H ir helis He.

Antrajame periode yra 8 elementai (Li - Ne). Litis Li, šarminis metalas, pradeda periodą, o tauriųjų dujų neonas Ne uždaro.

Trečiame periode, kaip ir antrajame, yra 8 elementai (Na - Ar). Laikotarpis prasideda nuo šarminio metalo natrio Na, o jį uždaro tauriosios dujos argonas Ar.

Ketvirtajame periode yra 18 elementų (K - Kr) - Mendelejevas jį paskyrė pirmuoju ilgas laikotarpis. Jis taip pat prasideda šarminiu metalu kaliu ir baigiasi inertinės dujos kriptonas Kr. Įtraukta ilgus laikotarpiusįtraukta pereinamieji elementai(Sc – Zn) – d- elementai.

Penktame periode, panašiai kaip ir ketvirtajame, yra 18 elementų (Rb – Xe) ​​ir jo struktūra panaši į ketvirtąjį. Jis taip pat prasideda nuo šarminio metalo rubidžio Rb ir baigiasi inertinėmis dujomis ksenonu Xe. Didelių laikotarpių sudėtis apima pereinamuosius elementus (Y - Cd) - d- elementai.

Šeštasis periodas susideda iš 32 elementų (Cs – Rn). Išskyrus 10 d-elementai (La, Hf - Hg) jame yra 14 eilutė f-elementai (lantanidai) - Ce - Lu

Septintasis laikotarpis nesibaigė. Jis prasideda Franc Fr, galima manyti, kad jame, kaip ir šeštajame periode, bus 32 jau rasti elementai (iki elemento, kurio Z = 118).

Interaktyvi periodinė lentelė

Jei pažvelgsite į periodinė lentelė ir nubrėžkite įsivaizduojamą liniją, prasidedančią nuo boro ir baigiančią tarp polonio ir astatino, tada visi metalai bus kairėje nuo linijos, o nemetalai - dešinėje. Elementai, esantys šalia šios linijos, turės ir metalų, ir nemetalų savybių. Jie vadinami metaloidais arba pusmetaliais. Tai boras, silicis, germanis, arsenas, stibis, telūras ir polonis.

Periodinis įstatymas

Mendelejevas pateikė tokią Periodinio dėsnio formuluotę: „savybės paprasti kūnai, taip pat elementų junginių formos ir savybės, taigi ir paprastų bei sudėtingų kūnų, kuriuos jie sudaro, savybės periodiškai priklauso nuo jų atominės masės.
Yra keturi pagrindiniai periodiniai modeliai:

Okteto taisyklė teigia, kad visi elementai linkę įgyti arba prarasti elektroną, kad gautų artimiausių tauriųjų dujų aštuonių elektronų konfigūraciją. Nes Kadangi tauriųjų dujų išorinės s- ir p-orbitalės yra visiškai užpildytos, jos yra stabiliausi elementai.
Jonizacijos energija yra energijos kiekis, reikalingas elektronui pašalinti iš atomo. Pagal okteto taisyklę, judant per periodinę lentelę iš kairės į dešinę, elektronui pašalinti reikia daugiau energijos. Todėl kairėje lentelės pusėje esantys elementai linkę prarasti elektroną, o esantys dešinėje pusėje- nusipirk. Labiausiai didelė energija inertinių dujų jonizacija. Judant grupe žemyn, jonizacijos energija mažėja, nes elektronai, esantys žemuose energijos lygiuose, turi savybę atstumti elektronus aukštesniuose energijos lygiuose. Šis reiškinys vadinamas ekranavimo efektas. Šio efekto dėka išoriniai elektronai mažiau tvirtai prijungtas prie branduolio. Judant per laikotarpį, jonizacijos energija sklandžiai didėja iš kairės į dešinę.

Elektronų giminingumas– energijos pokytis, kai medžiagos atomas įgyja papildomą elektroną dujinė būsena. Judant grupe žemyn, elektronų afinitetas tampa mažiau neigiamas dėl atrankos efekto.

Elektronegatyvumas- matas, kaip stipriai jis linkęs pritraukti elektronus iš kito su juo susijusio atomo. Elektronegatyvumas didėja įsikrausčius periodinė lentelė iš kairės į dešinę ir iš apačios į viršų. Reikia atsiminti, kad tauriosios dujos neturi elektronegatyvumo. Taigi labiausiai elektronegatyvus elementas yra fluoras.

Remdamiesi šiomis sąvokomis, panagrinėkime, kaip keičiasi atomų ir jų junginių savybės periodinė lentelė.

Taigi periodinėje priklausomybėje yra tokios atomo savybės, kurios yra susijusios su jo elektronine konfigūracija: atomo spindulys, jonizacijos energija, elektronegatyvumas.

Panagrinėkime atomų ir jų junginių savybių kitimą priklausomai nuo jų padėties periodinė cheminių elementų lentelė.

Didėja atomo nemetališkumas judant periodinėje lentelėje iš kairės į dešinę ir iš apačios į viršų. Dėl to sumažėja pagrindinės oksidų savybės, o rūgštinės savybės didėja ta pačia tvarka – judant iš kairės į dešinę ir iš apačios į viršų. Šiuo atveju oksidų rūgštinės savybės yra stipresnės, daugiau laipsnio jį sudarančio elemento oksidacija

Pagal laikotarpį iš kairės į dešinę pagrindinės savybės hidroksidai susilpninti pagrindiniuose pogrupiuose, iš viršaus į apačią, pamatų stiprumas didėja. Be to, jei metalas gali sudaryti kelis hidroksidus, tada padidėjus metalo oksidacijos būsenai, pagrindinės savybės hidroksidai susilpnėja.

Pagal laikotarpį iš kairės į dešinę didėja deguonies turinčių rūgščių stiprumas. Judant iš viršaus į apačią vienoje grupėje, mažėja deguonies turinčių rūgščių stiprumas. Šiuo atveju rūgšties stiprumas didėja didėjant rūgštį sudarančio elemento oksidacijos laipsniui.

Pagal laikotarpį iš kairės į dešinę didėja bedeguonių rūgščių stiprumas. Judant iš viršaus į apačią vienoje grupėje, didėja bedeguonių rūgščių stiprumas.

1. Įrodykite, kad D.I. Mendelejevo periodinis dėsnis, kaip ir bet kuris kitas gamtos dėsnis, atlieka aiškinamąsias, apibendrinančias ir prognozuojančias funkcijas. Pateikite pavyzdžių, iliustruojančių šias kitų jums žinomų dėsnių funkcijas iš chemijos, fizikos ir biologijos kursų.

Mendelejevo periodinis dėsnis yra vienas pagrindinių chemijos dėsnių. Galima teigti, kad visa šiuolaikinė chemija yra pastatyta ant jo. Jis paaiškina atomų savybių priklausomybę nuo jų struktūros, apibendrina šią priklausomybę visiems elementams, suskirstydamas juos į įvairios grupės, taip pat numato jų savybes priklausomai nuo struktūros ir struktūrą, priklausomai nuo savybių.

Yra ir kitų dėsnių, turinčių aiškinamąsias, apibendrinančias ir nuspėjamąsias funkcijas. Pavyzdžiui, energijos tvermės dėsnis, šviesos lūžio dėsnis, Mendelio genetinis dėsnis.

2. Pavadinkite cheminį elementą, kurio atome elektronai išsidėstę lygiais pagal skaičių eilę: 2, 5. Kokią paprastą medžiagą sudaro šis elementas? Kokia jo vandenilio junginio formulė ir kaip jis vadinamas? Kokia šio elemento didžiausio oksido formulė, koks jo pobūdis? Užrašykite šio oksido savybes apibūdinančias reakcijų lygtis.

3. Berilis anksčiau buvo priskirtas III grupės elementams, o jo santykinė atominė masė buvo laikoma 13,5. Kodėl D.I. Mendelejevas perkėlė jį į II grupę ir pakoregavo berilio atominę masę nuo 13,5 iki 9?

Anksčiau elementui berilis buvo priskirtas klaidingai III grupė. To priežastis buvo neteisingas apibrėžimas berilio atominė masė (vietoj 9 buvo laikoma lygia 13,5). D.I. Mendelejevas pasiūlė, kad berilis priklauso II grupei, remiantis elemento cheminėmis savybėmis. Berilio savybės buvo labai panašios į Mg ir Ca ir visiškai skyrėsi nuo Al. Žinodamas, kad Li ir B, gretimų Be elementų, atominės masės yra lygios atitinkamai 7 ir 11, D. I. Mendelejevas padarė prielaidą, kad berilio atominė masė yra 9.

4. Parašykite reakcijų lygtis tarp paprastos medžiagos, sudarytos iš cheminio elemento, kurios atome elektronai pasiskirstę energijos lygiais pagal skaičių seką: 2, 8, 8, 2, ir paprastų medžiagų, sudarytų iš elementų Nr. 7 ir Nr. 8 periodinėje lentelėje. Kokio tipo cheminis ryšys yra reakcijos produktuose? Kokią kristalinę struktūrą turi pirminės paprastos medžiagos ir jų sąveikos produktai?

5. Didėjančių metalų savybių tvarka išdėliokite šiuos elementus: As, Sb, N, P, Bi. Pagrįskite gautą eilutę pagal šių elementų atomų struktūrą.

N, P, As, Sb, Bi - metalinių savybių stiprinimas. Padidėja grupių metalinės savybės.

6. Nemetalinių savybių didėjimo tvarka išdėliokite šiuos elementus: Si, Al, P, S, Cl, Mg, Na. Pagrįskite gautą eilutę pagal šių elementų atomų struktūrą.

Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl - nemetalinių savybių stiprinimas. Nemetalinės savybės periodais didėja.

7. Silpnėjančių rūgščių savybių tvarka išdėliokite oksidus, kurių formulės yra: SiO2, P2O5, Al2O3, Na2O, MgO, Cl2O7. Pagrįskite gautą seriją. Užrašykite šiuos oksidus atitinkančių hidroksidų formules. Kaip keičiasi jų rūgštus charakteris jūsų pasiūlytame seriale?

8. Parašykite boro, berilio ir ličio oksidų formules ir išdėliokite jas pagrindinių savybių didėjimo tvarka. Užrašykite šiuos oksidus atitinkančių hidroksidų formules. Kokia jų cheminė prigimtis?

9. Kas yra izotopai? Kaip izotopų atradimas prisidėjo prie periodinio įstatymo raidos?

Periodinė elementų lentelė atspindi cheminių elementų ryšį. Atominis skaičius elementas lygus įkrovimui branduoliai, skaitiniu požiūriu tai lygus skaičiui protonų. Vieno elemento branduoliuose esančių neutronų skaičius, priešingai nei protonų skaičius, gali būti skirtingas. Vieno elemento, kurio branduoliuose yra atomai skirtingas numeris neutronai vadinami izotopais.

Kiekvienas cheminis elementas turi keletą izotopų (natūralių arba dirbtinai gautų). Cheminio elemento atominė masė yra lygi visų jo masių vidurkiui natūralūs izotopai atsižvelgiant į jų paplitimą.

Atradus izotopus, elementams paskirstyti periodinėje lentelėje buvo pradėti naudoti branduolių krūviai, o ne jų atominės masės.

10. Kodėl D. I. Mendelejevo periodinėje lentelėje elementų atomų branduolių krūviai kinta monotoniškai, t. periodiškai keičiasi elementų ir jų formuojamų medžiagų savybės?

Taip atsitinka todėl, kad elementų ir jų junginių savybės nepriklauso bendras skaičius elektronų, bet tik iš valentinių, kurie yra paskutiniame sluoksnyje. Valentinių elektronų skaičius kinta periodiškai, todėl periodiškai kinta ir elementų savybės.

11. Pateikite tris Periodinio dėsnio formuluotes, kuriose cheminių elementų sisteminimo pagrindu imama santykinė atominė masė, atomo branduolio krūvis ir išorinių energijos lygių struktūra atomo elektroniniame apvalkale.

1. Cheminių elementų ir jų susidarančių medžiagų savybės periodiškai priklauso nuo elementų santykinių atominių masių.
2. Cheminių elementų ir jų susidarančių medžiagų savybės periodiškai priklauso nuo elementų atomų branduolių krūvio.
3. Cheminių elementų ir jų susidarančių medžiagų savybės periodiškai priklauso nuo išorinių energijos lygių sandaros atomo elektroniniame apvalkale.

4.1. Periodinė teisė D.I. Mendelejevas

Periodinis įstatymas – didžiausias pasiekimas chemijos mokslas, viso ko pagrindas šiuolaikinė chemija. Su jo atradimu chemija nustojo būti aprašomuoju mokslu, joje tapo įmanoma.

Atrastas periodinis dėsnis D. I. Mendelejevas 1869 m. Mokslininkas suformulavo šį dėsnį taip: „Paprastų kūnų savybės, taip pat elementų junginių formos ir savybės periodiškai priklauso nuo elementų atominių svorių dydžio“.

Išsamesnis medžiagos sandaros tyrimas parodė, kad elementų savybių periodiškumas nėra dėl atominė masė, bet pagal elektroninę atomų struktūrą.

Branduolinis krūvis yra charakteristika, lemianti atomų elektroninę struktūrą, taigi ir elementų savybes. Todėl į moderni formuluotė Periodinis dėsnis skamba taip: paprastų medžiagų savybės, taip pat elementų junginių formos ir savybės periodiškai priklauso nuo atominio skaičiaus (nuo jų atomų branduolio krūvio vertės).

Periodinio dėsnio išraiška yra periodinė elementų lentelė.

4.2. D. I. Mendelejevo periodinė lentelė

D.I. Mendelejevo periodinė elementų lentelė susideda iš septynių periodų, kurie yra horizontalios elementų sekos, išdėstytos didėjančia jų atomo branduolio krūvio tvarka. 1, 2, 3, 4, 5, 6 laikotarpiai turi atitinkamai 2, 8, 8, 18, 18, 32 elementus. Septintasis laikotarpis nebaigtas. Vadinami 1, 2 ir 3 laikotarpiai mažas, likusieji - didelis.

Kiekvienas periodas (išskyrus pirmąjį) prasideda šarminių metalų atomais (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) ir baigiasi tauriosiomis dujomis (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), prieš kurias yra tipiškas nemetalas. Laikotarpiais iš kairės į dešinę metalinės savybės palaipsniui silpnėja, o nemetalinės savybės didėja, nes didėja teigiamas krūvis atomų branduolių, elektronų skaičius išoriniame lygyje didėja.

Pirmuoju laikotarpiu, be helio, yra tik vienas elementas - vandenilis. Jis sąlyginai priskiriamas IA arba VIIA pogrupiui, nes turi panašumų tiek su šarminiais metalais, tiek su halogenais. Vandenilio panašumas su šarminiais metalais pasireiškia tuo, kad vandenilis, kaip ir šarminiai metalai, yra reduktorius ir, paaukodamas vieną elektroną, sudaro vieną krūvį turintį katijoną. Vandenilis turi daugiau bendrumo su halogenais: vandenilis, kaip ir halogenai, yra nemetalas, jo molekulė yra dviatomė, gali būti oksidacinės savybės, formuojant su aktyvieji metalaiį druską panašūs hidridai, pavyzdžiui, NaH, CaH2.

Ketvirtajame periode, po Ca, yra 10 pereinamųjų elementų (dekada Sc – Zn), po kurių seka likę 6 pagrindiniai periodo elementai (Ga – Kg). Penktasis laikotarpis konstruojamas panašiai. Koncepcija pereinamasis elementas paprastai vartojamas bet kuriam elementui, turinčiam valentinius d- arba f-elektronus.

Šeštasis ir septintasis periodai turi dvigubą elementų įterpimą. Už Ba elemento yra įterptas d elementų dešimtmetis (La - Hg), o po pirmojo pereinamojo elemento La yra 14 f elementų - lantanidai(Se – Lu). Po Hg yra likę 6 pagrindiniai šeštojo periodo p elementai (Tl - Rn).

Septintame (neužbaigtame) periode po Ac seka 14 f elementų. aktinidai(Th - Lr). IN pastaruoju metu La ir Ac buvo pradėti atitinkamai klasifikuoti kaip lantanidai ir aktinidai. Lantanidai ir aktinidai pateikiami atskirai lentelės apačioje.

Taigi kiekvienas periodinės lentelės elementas užima griežtai apibrėžtą vietą, kuri yra pažymėta eilinis, arba atominis numerį.

Periodinėje lentelėje aštuonios grupės yra išdėstytos vertikaliai (I – VIII), kurios savo ruožtu yra suskirstytos į pogrupius - pagrindiniai, arba A pogrupiai ir šalutinis poveikis, arba B pogrupis. VIIIB pogrupis yra ypatingas, jame yra triados elementai, sudarantys geležies (Fe, Co, Ni) ir platinos metalų (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt) šeimas.

Elementų panašumas kiekviename pogrupyje yra labiausiai pastebimas ir svarbiausias periodinės lentelės modelis. Pagrindiniuose pogrupiuose, iš viršaus į apačią, metalinės savybės didėja, o nemetalinės savybės susilpnėja. Šiuo atveju tam tikro pogrupio elementų junginių stabilumas padidėja žemiausioje oksidacijos būsenoje. Priešingai, šoniniuose pogrupiuose, iš viršaus į apačią, metalinės savybės susilpnėja ir junginių su stabilumu. aukščiausias laipsnis oksidacija.

4.3. Periodinė lentelė ir elektroninės atomų konfigūracijos

Nuo kada cheminės reakcijos reaguojančių atomų branduoliai nesikeičia, tada cheminės savybės atomai priklauso nuo jų elektronų apvalkalo sandaros.

Užpildymas elektroniniai sluoksniai o atomų elektronų apvalkalai vyksta pagal Pauli principą ir Hundo taisyklę.

Pauli principas (Pauli išimtis)

Du elektronai atome negali turėti keturių identiškų kvantinių skaičių (kiekviename atominė orbita elektronų gali būti ne daugiau kaip du).

Pauli principas lemia maksimalus skaičius elektronai, turintys šį pagrindą kvantinis skaičius n(t. y. esantis šiame elektroniniame sluoksnyje): N n = 2n 2. Pirmasis elektronų sluoksnis (energijos lygis) gali turėti ne daugiau kaip 2 elektronus, antrasis – 8, trečiasis – 18 ir t.t.

Pavyzdžiui, vandenilio atome yra vienas elektronas, kuris yra pirmame energijos lygyje 1s būsenoje. Šio elektrono sukinys gali būti nukreiptas savavališkai (m s = +1/2 arba m s = –1/2). Dar kartą reikia pabrėžti, kad pirmasis energijos lygis susideda iš vieno polygio - 1s, antrasis energijos lygis - iš dviejų sublygių - 2s ir 2p, trečiasis - iš trijų sublygių - 3s, 3p, 3d ir tt. Polygyje savo ruožtu yra orbitalės, kurių skaičių lemia šoninis kvantinis skaičius l ir lygu (2 l + 1). Kiekviena orbitalė paprastai žymima kvadratu, joje esantis elektronas žymimas rodykle, kurios kryptis rodo šio elektrono sukimosi kryptį. Tai reiškia, kad elektrono būsena vandenilio atome gali būti pavaizduota kaip 1s 1 arba pavaizduota kaip kvantinė ląstelė, Fig. 4.1:

Ryžiai. 4.1. Simbolis elektronas vandenilio atome 1s orbitoje

Abiems helio atomo elektronams n = 1, l = 0, m l= 0, m s = +1/2 ir –1/2. Vadinasi, elektroninė formulė helis 1s 2 . Elektroninis apvalkalas helis yra pilnas ir labai stabilus. Helis yra tauriosios dujos.

Pagal Pauli principą, vienoje orbitoje negali būti dviejų elektronų su lygiagrečiais sukiniais. Trečiasis elektronas ličio atome užima 2s orbitą. Li elektroninė konfigūracija yra 1s 2 2s 1, o berilio - 1s 2 2s 2. Kadangi 2s orbitalė užpildyta, penktasis boro atomo elektronas užima 2p orbitalę. At n= 2 šoninis (orbitinis) kvantinis skaičius l įgauna reikšmes 0 ir 1. Kai l = 0 (2s-būsena) m l= 0 ir at l = 1 (2p – būsena) m l gali būti lygus +1; 0; –1. 2p būsena atitinka tris energijos ląstelės, ryžiai. 4.2.

Ryžiai. 4.2. Boro atomo elektronų išsidėstymas orbitose

Azoto atomui (elektroninė konfigūracija 1s 2 2s 2 2p 3 du elektronai pirmame lygyje, penki antrame) galimi šie du variantai elektroninė struktūra, ryžiai. 4.3:

Ryžiai. 4.3. Galimi variantai azoto atomo elektronų išsidėstymas orbitose

Pirmoje schemoje, 4.3a pav., bendras sukimas lygus 1/2 (+1/2 –1/2 +1/2), antroje (4.3b pav.) bendras sukimas lygus 3 /2 (+1/2 + 1/2 +1/2). Nustatoma sukimų vieta Hundo taisyklė kuriame rašoma: energijos lygių užpildymas vyksta taip, kad bendras sukimasis būtų maksimalus.

Taigi , Iš dviejų pateiktų azoto atomo struktūros schemų pirmoji atitinka stabilią būseną (su mažiausia energija), kurioje visi p-elektronai užima skirtingos orbitos. Polygio orbitalės užpildomos taip: iš pradžių vienas elektronas su tais pačiais sukiniais, o paskui antras elektronas su priešingais sukiniais.

Pradedant nuo natrio, užpildomas trečiasis energijos lygis su n = 3 Trečiojo periodo elementų atomų elektronų pasiskirstymas orbitose parodytas fig. 4.4.

Ryžiai. 4.4. Elektronų pasiskirstymas orbitose trečiojo periodo elementų atomams pagrindinėje būsenoje

Atome kiekvienas elektronas užima laisvą orbitą, kurios energija yra mažiausia didžiausias ryšys su šerdimi. 1961 metais V.M. Klečkovskis suformulavo bendra pozicija, pagal kurią elektronų orbitalių energija didėja tokia tvarka, kaip didėja pagrindinių ir antrinių kvantinių skaičių suma ( n + l), o šių sumų lygybės atveju mažiau energijos turinti orbita mažesnė vertė pagrindinis kvantinis skaičius n.

Energijos lygių seka energijos didėjimo tvarka yra maždaug tokia:

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

Panagrinėkime elektronų pasiskirstymą ketvirtojo periodo elementų atomų orbitose (4.5 pav.).

Ryžiai. 4.5. Elektronų pasiskirstymas pagrindinės būsenos ketvirtojo periodo elementų atomų orbitose

Po kalio (elektroninė konfigūracija 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1) ir kalcio (elektroninė konfigūracija 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2) vidinis 3d apvalkalas užpildomas elektronais Sc - Zn). Reikėtų pažymėti, kad yra dvi anomalijos: Cr ir Cu atomų 4 s-apvalkalas turi ne du elektronus, o vieną, t.y. įvyksta vadinamasis išorinio 4s elektrono „gedimas“ į ankstesnį 3d apvalkalą. Chromo atomo elektronin struktra gali bti pavaizduota taip (4.6 pav.).

Ryžiai. 4.6. Chromo atomo elektronų pasiskirstymas orbitose

Fizinė užpildymo tvarkos „pažeidimo“ priežastis yra susijusi su skirtingu elektronų orbitalių įsiskverbimu į branduolį, ypatingu elektroninių konfigūracijų d 5 ir d 10, f 7 ir f 14 stabilumu, atitinkančiu užpildymą. elektroninės orbitalės su vienu ar dviem elektronais, taip pat vidinių elektroninio krūvio sluoksnių branduolių ekranavimo efektas.

Elektroninės konfigūracijos Mn, Fe, Co, Ni, Cu ir Zn atomus atspindi šios formulės:

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 .

Po cinko, pradedant nuo 31 elemento - galio iki 36 elemento - kriptono, tęsiamas ketvirto sluoksnio (4p - apvalkalas) užpildymas. Šių elementų elektroninės konfigūracijos yra tokios:

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 Kaip 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.

Pažymėtina, kad jei Pauli išskyrimas nepažeidžiamas, sužadintos būsenos elektronai gali būti kitose atominėse orbitose.

4.4. Cheminių elementų rūšys

Visi periodinės lentelės elementai yra suskirstyti į keturis tipus:

1. Atomuose s-elementai užpildomi išorinio sluoksnio (n) s-kevalai. S elementai yra vandenilis, helis ir pirmieji du kiekvieno laikotarpio elementai.

2. Atomuose p-elementai elektronai užpildo išorinio lygio (np) p apvalkalus. P-elementai apima paskutinius 6 kiekvieno laikotarpio elementus (išskyrus pirmąjį).

3. U d-elementai užpildytas elektronais d – antrojo išorinio lygio apvalkalas (n–1) d. Tai yra dešimtmečių didelių laikotarpių įskiepių elementai, esantys tarp s ir p elementų.

4. U f-elementai trečiojo išorinio lygio (n–2) f polygis užpildytas elektronais. F-elementų šeimai priklauso lantanidai ir aktinidai.

Atsižvelgiant į nesužadintų atomų elektroninę struktūrą, priklausomai nuo elemento atominio skaičiaus, išplaukia:

Bet kurio elemento atomo energijos lygių (elektroninių sluoksnių) skaičius yra lygus periodo, kuriame elementas yra, skaičiui. Tai reiškia, kad s elementai randami visuose perioduose, p elementai – antrajame ir vėlesniuose perioduose, d elementai – ketvirtajame ir vėlesniuose perioduose, o f – šeštame ir septintame perioduose.

Periodinis skaičius sutampa su pagrindiniu atomo išorinių elektronų kvantiniu skaičiumi.

s- ir p-elementai sudaro pagrindinius pogrupius, d-elementai sudaro antrinius pogrupius, f-elementai sudaro lantanidų ir aktinidų šeimas. Taigi į pogrupį įeina elementai, kurių atomai paprastai turi panaši struktūra ne tik išorinis, bet ir prieš išorinis sluoksnis (išskyrus elementus, kuriuose yra elektrono „gedimas“).

Grupės numeris dažniausiai nurodo elektronų, galinčių dalyvauti formuojant cheminius ryšius, skaičių. Tai yra fizinė grupės numerio reikšmė. Šoninių pogrupių elementai valentinius elektronus turi ne tik išoriniuose, bet ir priešpaskutiniuose apvalkaluose. Tai yra pagrindinis pagrindinių ir antrinių pogrupių elementų savybių skirtumas.

Elementai, turintys valentinius d- arba f-elektronus, vadinami pereinamaisiais elementais.

Grupės numeris, kaip taisyklė, yra lygus aukščiausiai teigiamai elementų, kuriuos jie turi junginiuose, oksidacijos būsenai. Išimtis yra fluoras – jo oksidacijos laipsnis –1; Iš VIII grupės elementų tik Os, Ru ir Xe oksidacijos būsena yra +8.

4.5. Elementų atomų savybių periodiškumas

Tokios atomų charakteristikos kaip jų spindulys, jonizacijos energija, elektronų afinitetas, elektronegatyvumas ir oksidacijos būsena yra siejami su elektronine atomo struktūra.

Yra metalo atomų spinduliai ir kovalentiniai nemetalų atomų spinduliai. Metalo atomų spinduliai apskaičiuojami pagal tarpatominius atstumus, kurie, remiantis eksperimentiniais duomenimis, yra gerai žinomi daugumai metalų. Šiuo atveju metalo atomo spindulys lygus pusei atstumai tarp dviejų gretimų atomų centrų. Panašiai apskaičiuojami ir paprastų medžiagų molekulėse ir kristaluose esančių nemetalų kovalentiniai spinduliai. Kuo didesnis atomo spindulys, tuo lengviau išoriniams elektronams atitrūkti nuo branduolio (ir atvirkščiai). Skirtingai nei atominiai spinduliai, jonų spinduliai yra savavališkos reikšmės.

Iš kairės į dešinę periodais metalų atominių spindulių reikšmė mažėja, o nemetalų – keičiasi kompleksiniu būdu, nes tai priklauso nuo cheminės jungties pobūdžio. Pavyzdžiui, antruoju periodu atomų spindulys pirmiausia mažėja, o paskui didėja, ypač smarkiai pereinant prie tauriųjų dujų atomo.

Pagrindiniuose pogrupiuose atomų spinduliai didėja iš viršaus į apačią, nes didėja elektroninių sluoksnių skaičius.

Katijonų spindulys mažesnis nei spindulys jį atitinkantį atomą, o padidėjus teigiamam katijono krūviui jo spindulys mažėja. Priešingai, anijono spindulys visada yra didesnis už spindulį atitinkamas jo atomas. Dalelės (atomai ir jonai), kurios turi tas pats numeris elektronų. Izoelektroninių jonų eilėje spindulys mažėja, kai neigiamas jono spindulys mažėja, o teigiamas spindulys didėja. Toks sumažėjimas atsiranda, pavyzdžiui, serijose: O 2–, F–, Na +, Mg 2+, Al 3+.

Jonizacijos energija– energija, reikalinga elektronui pašalinti iš pradinės būsenos atomo. Paprastai jis išreiškiamas elektronvoltais (1 eV = 96,485 kJ/mol). Per tam tikrą laikotarpį, iš kairės į dešinę, jonizacijos energija didėja didėjant branduolio krūviui. Pagrindiniuose pogrupiuose, iš viršaus į apačią, jis mažėja, nes didėja elektrono atstumas iki branduolio ir padidėja vidinių elektroninių sluoksnių ekrano efektas.

4.1 lentelėje pateiktos kai kurių atomų jonizacijos energijų (pirmojo, antrojo ir kt. elektronų pašalinimo energijos) reikšmės.

Antruoju periodu, pereinant iš Li į Ne, pirmojo elektrono pašalinimo energija didėja (žr. 4.1 lentelę). Tačiau, kaip matyti iš lentelės, jonizacijos energija didėja netolygiai: borui ir deguoniui, atitinkamai sekantiems po berilį ir azotą, pastebimas nedidelis sumažėjimas, kurį lemia atomų elektroninės sandaros ypatumai.

Išorinis berilio s-apvalkalas yra visiškai užpildytas, todėl šalia jo esantis elektronas boras patenka į p-orbitalę. Šis p-elektronas yra mažiau glaudžiai surištas su branduoliu nei s-elektronas, todėl p-elektronams pašalinti reikia mažiau energijos.

4.1 lentelė.

Jonizacijos energijos aš kai kurių elementų atomai

Kiekviena azoto atomo p-orbitalė turi vieną elektroną. Deguonies atome elektronas patenka į p-orbitalę, kurią jau užima vienas elektronas. Du elektronai toje pačioje orbitoje stipriai atstumia, todėl lengviau pašalinti elektroną iš deguonies atomo nei iš azoto atomo.

Šarminiai metalai turi mažiausią jonizacijos energiją, todėl jie yra ryškūs metalines savybes, didžiausią vertę inertinių dujų jonizacijos energijos.

Elektronų giminingumas– energija, išsiskirianti elektronui prisijungus prie neutralaus atomo. Elektronų afinitetas, kaip ir jonizacijos energija, paprastai išreiškiamas elektronų voltais. Didžiausias elektronų afinitetas yra halogenams, mažiausias – šarminiams metalams. 4.2 lentelėje parodytas elektronų giminingumas kai kurių elementų atomams.

4.2 lentelė.

Kai kurių elementų atomų elektronų giminingumas

Elektronegatyvumas– molekulėje ar jone esančio atomo gebėjimas pritraukti valentinius elektronus iš kitų atomų. Elektronegatyvumas (EO) kaip kiekybinis matas yra apytikslė vertė. Buvo pasiūlyta apie 20 elektronegatyvumo skalių, iš kurių plačiausiai pripažinta L. Paulingo sukurta skalė. Fig. 4.7 rodo EO reikšmes pagal Paulingą.

Ryžiai. 4.7. Elementų elektronegatyvumas (pagal Paulingą)

Fluoras yra elektronegatyviausias iš visų elementų pagal Paulingo skalę. Jo EO laikomas 4. Mažiausias elektronegatyvumas yra cezis. Vandenilis užima tarpinė padėtis, nes sąveikaudamas su vienais elementais jis atiduoda elektroną, o sąveikaudamas su kitais įgyja.

4.6. Junginių rūgščių-šarmų savybės; Koselio grandinė

Norėdami paaiškinti elementų junginių rūgščių-šarmų savybių pokyčių prigimtį, Kossel (Vokietija) pasiūlė naudoti paprasta diagrama, remiantis prielaida, kad molekulėse yra gryno joninis ryšys o tarp jonų yra Kulono sąveika. Kosselio schema apibūdina junginių, kurių sudėtyje yra rūgščių-šarmų, savybes E-N jungtys ir E-O-N, priklausomai nuo branduolio krūvio ir juos sudarančio elemento spindulio.

Dviejų metalų hidroksidų, tokių kaip LiOH ir KOH, Kosselio diagrama parodyta Fig. 4.8.

Ryžiai. 4.8. LiOH ir KOH Kosselio diagrama

Kaip matyti iš pateiktos diagramos, Li + jono spindulys yra mažesnis nei K + jono spindulys, o OH - grupė yra glaudžiau surišta su ličio katijonu nei su kalio katijonu. Dėl to KOH bus lengviau disocijuoti tirpale, o pagrindinės kalio hidroksido savybės bus ryškesnės.

Panašiu būdu galite analizuoti Kosselio schemą dviem bazėms CuOH ir Cu (OH) 2. Kadangi Cu 2+ jono spindulys yra mažesnis, o krūvis didesnis nei Cu + jono, OH - grupę tvirčiau laikys Cu 2+ jonas. Dėl to bazė Cu(OH) 2 bus silpnesnė už CuOH.

Taigi, bazių stiprumas didėja didėjant katijono spinduliui ir mažėjant jo teigiamam krūviui.

Pagrindiniuose pogrupiuose, iš viršaus į apačią, bazių stiprumas didėja, kai didėja elementų jonų spinduliai šia kryptimi. Laikotarpiais iš kairės į dešinę mažėja elementų jonų spinduliai ir didėja jų teigiamas krūvis, todėl bazių stiprumas šia kryptimi mažėja.

Dviejų be deguonies rūgščių, pavyzdžiui, HCl ir HI, Kosselio diagrama parodyta Fig. 4.9

Ryžiai. 4.9. Koselio diagrama HCl ir HI

Kadangi chlorido jono spindulys yra mažesnis nei jodido jono, H+ jonas yra stipriau surištas su vandenilio chlorido rūgšties molekulėje esančiu anijonu, kuris bus silpnesnis už vandenilio jodo rūgštį. Taigi, anoksinių rūgščių stiprumas didėja didėjant neigiamo jono spinduliui.

Deguonies turinčių rūgščių stiprumas kinta priešingai. Jis didėja, kai jono spindulys mažėja, o jo teigiamas krūvis didėja. Fig. 4.10 paveiksle parodyta Kosselio diagrama dviem rūgštims HClO ir HClO 4.

Ryžiai. 4.10. Kosselio diagrama HClO ir HClO 4

C1 7+ jonas yra tvirtai susietas su deguonies jonu, todėl protonas bus lengviau atskilęs HC1O 4 molekulėje. Tuo pačiu metu ryšys tarp C1+ jono ir O2- jono yra silpnesnis, o HC1O molekulėje protoną stipriau sulaikys O2- anijonas. Dėl to HClO 4 bus daugiau stipri rūgštis nei HClO.

Kosselio schemos pranašumas yra tas, kad naudojant paprastą modelį ji leidžia paaiškinti junginių rūgščių-šarmų savybių pokyčių pobūdį panašių medžiagų serijoje. Tačiau ši schema yra grynai kokybinė. Tai tik leidžia palyginti junginių savybes ir neleidžia nustatyti savavališkai parinkto vieno junginio rūgščių-šarmų savybių. Šio modelio trūkumas yra tas, kad jis pagrįstas tik elektrostatinėmis koncepcijomis, o gamtoje nėra gryno (šimtaprocentinio) joninio ryšio.

4.7. Oksidacinis - atkuriamosios savybės elementai ir jų jungtys

Paprastų medžiagų redoksinių savybių pokytis gali būti lengvai nustatomas atsižvelgiant į atitinkamų elementų elektronegatyvumo kitimo pobūdį. Pagrindiniuose pogrupiuose, iš viršaus į apačią, elektronegatyvumas mažėja, dėl to sumažėja oksidacinės savybės ir didėja redukcinės savybės šia kryptimi. Laikotarpiais iš kairės į dešinę didėja elektronegatyvumas. Dėl to šia kryptimi paprastų medžiagų redukuojančios savybės mažėja, o oksidacinės savybės didėja. Taigi, stiprūs reduktoriai yra apatiniame kairiajame periodinės elementų lentelės kampe (kalis, rubidis, cezis, baris), o stiprūs oksidatoriai yra viršutiniame dešiniajame kampe (deguonis, fluoras, chloras).

Elementų junginių redoksinės savybės priklauso nuo jų prigimties, elementų oksidacijos laipsnio, elementų padėties periodinėje lentelėje ir daugybės kitų veiksnių.

Pagrindiniuose pogrupiuose iš viršaus į apačią deguonies turinčių rūgščių oksidacinės savybės, kuriose atomai centrinis elementas turėti tas pats laipsnis oksidacija mažėja. Stiprūs oksidatoriai yra azotas ir koncentruoti sieros rūgštis. Oksidacinės savybės tampa stipresnės teigiamas laipsnis elemento oksidacija junginyje. Kalio permanganatas ir kalio dichromatas pasižymi stipriomis oksidacinėmis savybėmis.

Pagrindiniuose pogrupiuose paprastų anijonų redukcinės savybės didėja iš viršaus į apačią. Stiprūs reduktoriai yra HI, H 2 S, jodidai ir sulfidai.