Cheminių elementų periodinės lentelės dėsningumai. Elementų savybės periodiškai priklauso nuo jų atomų branduolių krūvio

D. I. Mendelejevo periodinis dėsnis ir periodinė cheminių elementų sistema, pagrįsta idėjomis apie atomų struktūrą. Periodinio įstatymo svarba mokslo raidai.

1869 m. D. I. Mendelejevas, remdamasis paprastų medžiagų ir junginių savybių analize, suformulavo periodinį įstatymą:

Paprastų kūnų... ir elementų junginių savybės periodiškai priklauso nuo elementų atominių masių dydžio.

Remiantis periodiniu įstatymu, buvo sudaryta periodinė elementų sistema. Jame panašių savybių elementai buvo sujungti į vertikalius stulpelius – grupes. Kai kuriais atvejais, dedant elementus į periodinę lentelę, norint išlaikyti savybių pasikartojimo periodiškumą, reikėjo nutraukti didėjančių atominių masių seką. Pavyzdžiui, teko „sukeisti“ telūrą ir jodą, taip pat argoną ir kalį.

Priežastis ta, kad Mendelejevas pasiūlė periodinį įstatymą tuo metu, kai nieko nebuvo žinoma apie atomo struktūrą.

Po to, kai XX amžiuje buvo pasiūlytas planetinis atomo modelis, periodinis dėsnis buvo suformuluotas taip:

Cheminių elementų ir junginių savybės periodiškai priklauso nuo atomų branduolių krūvių.

Branduolio krūvis lygus elemento skaičiui periodinėje lentelėje ir elektronų skaičiui atomo elektronų apvalkale.

Ši formuluotė paaiškino Periodinio įstatymo „pažeidimus“.

Periodinėje lentelėje periodo skaičius yra lygus elektroninių lygių skaičiui atome, pagrindinių pogrupių elementų grupės numeris yra lygus elektronų skaičiui išoriniame lygyje.

Periodiško cheminių elementų savybių kitimo priežastis – periodiškas elektronų apvalkalų užpildymas. Užpildžius kitą apvalkalą, prasideda naujas laikotarpis. Periodinė elementų kaita aiškiai matoma keičiant oksidų sudėtį ir savybes.

Periodinio įstatymo mokslinė reikšmė. Periodinis įstatymas leido susisteminti cheminių elementų ir jų junginių savybes. Rengdamas periodinę lentelę, Mendelejevas numatė daugelio neatrastų elementų egzistavimą, palikdamas jiems atviras ląsteles ir numatė daugybę neatrastų elementų savybių, kurios palengvino jų atradimą.

Bilietas Nr.2

Cheminių elementų atomų struktūra naudojant antrojo periodo elementų pavyzdį ir periodinės cheminių elementų sistemos IV-A grupę, D. I. Mendelejevas. Šių cheminių elementų ir jų suformuotų paprastų ir sudėtingų medžiagų (oksidų, hidroksidų) savybių kitimo dėsningumai priklausomai nuo jų atomų sandaros.

Per tam tikrą laikotarpį judant iš kairės į dešinę, elementų metalinės savybės tampa vis mažiau ryškios. Judant iš viršaus į apačią vienoje grupėje, elementai, atvirkščiai, pasižymi vis ryškesnėmis metalinėmis savybėmis. Elementai, esantys vidurinėje trumpųjų periodų dalyje (2 ir 3 periodai), paprastai turi skeleto kovalentinę struktūrą, o elementai iš dešinės šių periodų dalies egzistuoja paprastų kovalentinių molekulių pavidalu.

Atominiai spinduliai keičiasi taip: mažėja judant iš kairės į dešinę periodu; didinkite, kai judate iš viršaus į apačią išilgai grupės. Kai pereinate iš kairės į dešinę per periodą, didėja elektronegatyvumas, jonizacijos energija ir elektronų afinitetas, pasiekiant halogenų maksimumą. Tauriosioms dujoms elektronegatyvumas lygus 0. Elementų elektronų giminingumo pokyčiai judant iš viršaus į apačią išilgai grupės nėra tokie būdingi, bet tuo pačiu mažėja elementų elektronegatyvumas.

Antrojo periodo elementuose užpildomos 2s, o paskui 2p orbitos.

Pagrindiniame D. M. Mendelejevo periodinės cheminių elementų sistemos IV grupės pogrupyje yra anglies C, silicio Si, germanio Ge, alavo Sn ir švino Pb. Šių elementų išoriniame elektroniniame sluoksnyje yra 4 elektronai (s 2 p 2 konfigūracija). Todėl anglies pogrupio elementai turi turėti tam tikrų panašumų. Visų pirma, didžiausia jų oksidacijos būsena yra tokia pati ir yra +4.

Kas lemia pogrupio elementų savybių skirtumą? Skirtumas tarp jonizacijos energijos ir jų atomų spindulio. Didėjant atominiam skaičiui, natūraliai keičiasi elementų savybės. Taigi anglis ir silicis yra tipiški nemetalai, alavas ir švinas – metalai. Tai pirmiausia pasireiškia tuo, kad anglis sudaro paprastą nemetalinę medžiagą (deimantą), o švinas yra tipiškas metalas.

Germanis užima tarpinę padėtį. Pagal atomo elektroninio apvalkalo sandarą IV grupės p-elementai turi lygias oksidacijos būsenas: +4, +2, – 4. Paprasčiausių vandenilio junginių formulė yra EN 4, o E-H ryšiai yra kovalentiniai ir lygiavertis dėl s- ir p-orbitalių hibridizacijos su formavimosi sp 3 orbitomis, nukreiptomis į tetraedrinius kampus.

Nemetalinio elemento charakteristikų susilpnėjimas reiškia, kad pogrupyje (C-Si-Ge-Sn-Pb) aukščiausia teigiama oksidacijos būsena +4 tampa vis mažiau būdinga, o oksidacijos būsena +2 tampa tipiškesnė. Taigi, jei anglies atžvilgiu stabiliausi yra tie junginiai, kurių oksidacijos būsena yra +4, tai švino junginiai yra stabiliausi junginiai, kurių oksidacijos būsena yra +2.

Ką galima pasakyti apie elementų junginių stabilumą neigiamoje oksidacijos būsenoje -4? Lyginant su VII-V grupių nemetaliniais elementais, IV grupės p-elementai nemetalinio elemento požymių turi mažiau. Todėl anglies pogrupio elementams neigiama oksidacijos būsena yra netipiška.

DI. Mendelejevas 1869 metais suformulavo Periodinį dėsnį, kuris rėmėsi viena iš svarbiausių atomo charakteristikų – atominės masės. Vėlesnė Periodinio įstatymo plėtra, būtent didelio eksperimentinių duomenų kiekio gavimas, šiek tiek pakeitė pirminę įstatymo formuluotę, tačiau šie pakeitimai neprieštarauja pagrindinei D. I. išdėstytai prasmei. Mendelejevas. Šie pakeitimai tik suteikė įstatymui ir periodinei lentelei mokslinį pagrįstumą ir teisingumo patvirtinimą.

Šiuolaikinė periodinio įstatymo formuluotė, kurią pateikė D.I. Mendelejevas yra toks: cheminių elementų savybės, taip pat elementų junginių savybės ir formos periodiškai priklauso nuo jų atomų branduolių krūvio dydžio.

Cheminių elementų periodinės lentelės struktūra D.I. Mendelejevas

Šiuo metu yra daugybė periodinės lentelės interpretacijų, tačiau populiariausios yra trumpos (mažos) ir ilgos (didelės) lentelės. Horizontalios eilutės vadinamos periodais (jose yra elementai su nuosekliu to paties energijos lygio užpildymu), o vertikalios stulpeliai – grupėmis (jose yra elementų, turinčių tiek pat valentinių elektronų – cheminių analogų). Taip pat visus elementus galima suskirstyti į blokus pagal išorinės (valentinės) orbitos tipą: s-, p-, d-, f-elementai.

Sistemoje (lentelė) iš viso yra 7 periodai, o periodo skaičius (žymimas arabišku skaitmeniu) lygus elektroninių sluoksnių skaičiui elemento atome, išorinio (valentingo) skaičiui. energijos lygis ir didžiausio energijos lygio pagrindinio kvantinio skaičiaus reikšmė. Kiekvienas periodas (išskyrus pirmąjį) prasideda s-elementu – aktyviu šarminiu metalu ir baigiasi inertinėmis dujomis, prieš tai yra p elementas – aktyvus nemetalas (halogenas). Jei pereisite per laikotarpį iš kairės į dešinę, tada, padidėjus mažų laikotarpių cheminių elementų atomų branduolių krūviui, padidės elektronų skaičius išoriniame energijos lygyje, dėl to elementai keičiasi – iš tipiškai metalinių (kadangi periodo pradžioje yra aktyvus šarminis metalas), per amfoterinius (elementas pasižymi ir metalų, ir nemetalų savybėmis) į nemetalinius (aktyvus nemetalas yra halogenas laikotarpio pabaigoje), t.y. metalinės savybės palaipsniui silpnėja, o nemetalinės savybės didėja.

Dideliais laikotarpiais, didėjant branduolių krūviui, elektronų užpildymas yra sunkesnis, o tai paaiškina sudėtingesnį elementų savybių pokytį, palyginti su mažų periodų elementais. Taigi, ilgų periodų lygiomis eilėmis, didėjant branduolio krūviui, išoriniame energijos lygyje elektronų skaičius išlieka pastovus ir lygus 2 arba 1. Todėl, o lygis šalia išorinio (antras iš išorės) yra pripildytas elektronų, lygių eilučių elementų savybės kinta lėtai. Pereinant prie nelyginių eilučių, didėjant branduolio krūviui, didėja elektronų skaičius išoriniame energijos lygyje (nuo 1 iki 8), elementų savybės keičiasi taip pat, kaip ir mažais laikotarpiais.

Vertikalios stulpeliai periodinėje lentelėje yra elementų grupės su panašia elektronine struktūra ir kurios yra cheminiai analogai. Grupės žymimos romėniškais skaitmenimis nuo I iki VIII. Yra pagrindiniai (A) ir antriniai (B) pogrupiai, iš kurių pirmasis yra s- ir p-elementai, antrasis - d-elementai.

Pogrupio skaičius A rodo elektronų skaičių išoriniame energijos lygyje (valentinių elektronų skaičių). B pogrupio elementų atveju nėra tiesioginio ryšio tarp grupės skaičiaus ir elektronų skaičiaus išoriniame energijos lygyje. A pogrupiuose elementų metalinės savybės didėja, o nemetalinės – mažėja didėjant elemento atomo branduolio krūviui.

Yra ryšys tarp elementų padėties periodinėje lentelėje ir jų atomų struktūros:

- visų to paties laikotarpio elementų atomai turi vienodą energijos lygių skaičių, iš dalies arba visiškai užpildyti elektronais;

- visų A pogrupių elementų atomai turi vienodą elektronų skaičių išoriniame energijos lygyje.

Periodinės elementų savybės

Atomų fizikinių, cheminių ir cheminių savybių panašumas yra dėl jų elektroninių konfigūracijų panašumo, o elektronų pasiskirstymas išorinėje atominėje orbitoje vaidina svarbų vaidmenį. Tai pasireiškia periodiškai, didėjant atomo branduolio krūviui, panašių savybių elementų.

Tokios savybės vadinamos periodinėmis, tarp kurių svarbiausios yra: 1. Elektronų skaičius išoriniame elektronų apvalkale ( – gyventojų w gyventojų). Trumpais laikotarpiais didėjant branduoliniam krūviui gyventojų išorinis elektronų apvalkalas monotoniškai didėja nuo 1 iki 2 (1 periodas), nuo 1 iki 8 (2 ir 3 periodai). Dideliais laikotarpiais per pirmuosius 12 elementų

2. neviršija 2, o vėliau iki 8. Atominiai ir joniniai spinduliai

(r), apibrėžiamas kaip vidutinis atomo arba jono spindulys, nustatytas iš eksperimentinių duomenų apie skirtingų junginių tarpatominius atstumus. Pagal periodą atomo spindulys mažėja (laipsniškai susidėjus elektronus apibūdina beveik vienodų charakteristikų orbitos, pagal grupes atomo spindulys didėja didėjant elektronų sluoksnių skaičiui (1 pav.).

Ryžiai. 1. Periodinis atomo spindulio pokytis

3. Tie patys modeliai stebimi joniniam spinduliui. Reikėtų pažymėti, kad katijono (teigiamai įkrauto jono) joninis spindulys yra didesnis už atominį spindulį, kuris savo ruožtu yra didesnis už anijono (neigiamai įkrauto jono) joninį spindulį. Jonizacijos energija

(E ir) – tai energijos kiekis, reikalingas elektronui pašalinti iš atomo, t.y. energijos, reikalingos neutraliam atomui paversti teigiamai įkrautu jonu (katijonu).

E 0 - → E + + E ir< Е и 2 < Е и 3 <….Энергии ионизации отражают дискретность структуры электронных слоев и оболочек атомов химических элементов.

4. E ir matuojamas elektronvoltais (eV) vienam atomui. Periodinės lentelės grupėje atomų jonizacijos energijos reikšmės mažėja didėjant elementų atominių branduolių krūviams. Visi elektronai gali būti paeiliui pašalinti iš cheminių elementų atomų, pranešant apie atskiras E ir reikšmes. Be to, E ir 1

Elektronų giminingumas

E e taip pat išreiškiamas eV ir, kaip ir E, priklauso nuo atomo spindulio, todėl E e kitimo pobūdis periodinės sistemos perioduose ir grupėse yra artimas atomo spindulio pokyčio pobūdžiui. . VII grupės p-elementai turi didžiausią elektronų giminingumą.

5. Regeneracinė veikla(VA) – atomo gebėjimas perduoti elektroną kitam atomui. Kiekybinis matas – E ir. Jei E didėja, tai BA mažėja ir atvirkščiai.

6. Oksidacinis aktyvumas(OA) – atomo gebėjimas prijungti elektroną iš kito atomo. Kiekybinis matas E e Jei E e didėja, tai didėja ir OA ir atvirkščiai.

7. Ekrano efektas– teigiamo branduolio krūvio poveikio tam tikram elektronui sumažinimas dėl kitų elektronų buvimo tarp jo ir branduolio. Ekranavimas didėja didėjant elektronų sluoksnių skaičiui atome ir sumažina išorinių elektronų trauką prie branduolio. Ekrano priešingybė prasiskverbimo efektas, dėl to, kad elektronas gali būti bet kuriame atominės erdvės taške. Prasiskverbimo efektas padidina ryšio tarp elektrono ir branduolio stiprumą.

8. Oksidacijos būsena (oksidacijos skaičius)– įsivaizduojamas junginyje esančio elemento atomo krūvis, kuris nustatomas iš joninės medžiagos struktūros prielaidos. Periodinės lentelės grupės numeris rodo aukščiausią teigiamą oksidacijos būseną, kurią tam tikros grupės elementai gali turėti savo junginiuose. Išimtys yra vario pogrupio metalai, deguonis, fluoras, bromas, geležies šeimos metalai ir kiti VIII grupės elementai. Per tam tikrą laikotarpį didėjant branduoliniam krūviui, padidėja maksimali teigiama oksidacijos būsena.

9. Elektronegatyvumas, aukštesnių vandenilio ir deguonies junginių kompozicijos, termodinaminės, elektrolitinės savybės ir kt.

Problemų sprendimo pavyzdžiai

1 PAVYZDYS

Elementų ir jų junginių cheminių savybių kitimo modeliai pagal periodus ir grupes

Išvardykime ypatybių pasikeitimų modelius, kurie atsiranda tam tikrais laikotarpiais:

— mažėja metalinės savybės;

— pagerinamos nemetalinės savybės;

— elementų oksidacijos laipsnis aukštesniuose oksiduose padidėja nuo $+1$ iki $+7$ ($+8$ už $Os$ ir $Ru$);

— lakiųjų vandenilio junginių elementų oksidacijos laipsnis padidėja nuo -4$ iki -1$;

- oksidai nuo bazinio iki amfoterinio pakeičiami rūgštiniais oksidais;

- hidroksidai nuo šarmų iki amfoterinių pakeičiami rūgštimis.

D.I. Mendelejevas padarė išvadą 1869 USD - jis suformulavo periodinį įstatymą, kuris skamba taip:

Cheminių elementų ir jų susidarančių medžiagų savybės periodiškai priklauso nuo elementų santykinių atominių masių.

Sistemindamas cheminius elementus pagal jų santykines atomines mases, Mendelejevas taip pat didelį dėmesį skyrė elementų ir jų formuojamų medžiagų savybėms, paskirstydamas panašių savybių elementus į vertikalius stulpelius – grupes.

Kartais, pažeisdamas savo atrastą modelį, Mendelejevas įdėjo sunkesnius elementus, kurių santykinė atominė masė buvo mažesnė. Pavyzdžiui, kobaltą jis savo lentelėje parašė prieš nikelį, telūrą – prieš jodą, o kai buvo aptiktos inertinės (kilniosios) dujos – argoną prieš kalį. Mendelejevas laikė tokią išdėstymo tvarką būtina, nes priešingu atveju šie elementai suskirstytų į jiems savo savybėmis nepanašių elementų grupes, ypač šarminio metalo kalis patektų į inertinių dujų grupę, o inertinės dujos argonas – į inertinių dujų grupę. šarminių metalų.

D.I. Mendelejevas negalėjo paaiškinti šių bendrosios taisyklės išimčių, taip pat negalėjo paaiškinti elementų ir jų formuojamų medžiagų savybių periodiškumo. Tačiau jis numatė, kad ši priežastis slypi sudėtingoje atomo struktūroje, kurios vidinė struktūra tuo metu nebuvo ištirta.

Remiantis šiuolaikinėmis idėjomis apie atomo struktūrą, cheminių elementų klasifikavimo pagrindas yra jų atomų branduolių krūviai, o šiuolaikinė periodinio įstatymo formuluotė yra tokia:

Cheminių elementų ir jų susidarančių medžiagų savybės periodiškai priklauso nuo jų atomų branduolių krūvių.

Elementų savybių pokyčių periodiškumas paaiškinamas periodišku pasikartojimu jų atomų išorinių energijos lygių struktūroje. Būtent energijos lygių skaičius, bendras juose esančių elektronų skaičius ir elektronų skaičius išoriniame lygyje atspindi Periodinėje lentelėje perimtą simboliką, t.y. atskleisti fizinę periodo numerio, grupės numerio ir elemento eilės numerio reikšmę.

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

D. I. Mendelejevo periodinis įstatymas ir periodinė cheminių elementų sistema apibendrina informaciją apie cheminius elementus ir jų suformuotas medžiagas ir paaiškina jų savybių pokyčių periodiškumą bei tos pačios grupės elementų savybių panašumo priežastis. Šias dvi svarbiausias Periodinio dėsnio ir Periodinės sistemos reikšmes papildo dar viena, tai yra gebėjimas numatyti, t.y. numatyti, apibūdinti savybes ir nurodyti būdus, kaip atrasti naujus cheminius elementus.

Pagrindinių I±III grupių metalų pogrupių bendrosios charakteristikos, susijusios su jų padėtimi D. I. Mendelejevo cheminių elementų periodinėje lentelėje ir jų atomų struktūros ypatumai

Cheminiai elementai – metalai

Dauguma cheminių elementų yra klasifikuojami kaip metalai – 92 USD iš 114 USD žinomų elementų.

Visi metalai, išskyrus gyvsidabrį, normalioje būsenoje yra kieti ir turi daug bendrų savybių.

Metalai– Tai kaliosios, plastiškos, klampios medžiagos, turinčios metalinį blizgesį ir galinčios praleisti šilumą bei elektros srovę.

Metalo elementų atomai atiduoda elektronus iš išorinio (o kai kurie iš išorinio) elektronų sluoksnio, virsdami teigiamais jonais.

Šią metalo atomų savybę, kaip žinote, lemia tai, kad jie turi santykinai didelius spindulius ir nedidelį elektronų skaičių (daugiausia nuo 1$ iki 3$ išoriniame sluoksnyje).

Vienintelės išimtys yra 6 USD metalai: germanio, alavo ir švino atomai išoriniame sluoksnyje turi 4 USD elektronų, stibio ir bismuto atomai - 5 USD, polonio atomai - 6 USD.

Metalo atomai pasižymi mažomis elektronegatyvumo vertėmis (nuo 0,7 USD iki 1,9 USD) ir išskirtinai redukuojančiomis savybėmis, t.y. gebėjimas paaukoti elektronus.

Jau žinote, kad D. I. Mendelejevo periodinėje cheminių elementų lentelėje metalai yra žemiau boro-astatino įstrižainės, taip pat virš jos, antriniuose pogrupiuose. Perioduose ir pagrindiniuose pogrupiuose galioja jums žinomi metalo pokyčių, taigi ir elementų atomų redukcinių savybių dėsniai.

Cheminiai elementai, esantys šalia boro-astatino įstrižainės ($Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb$), pasižymi dvejopomis savybėmis: vienuose junginiuose jie elgiasi kaip metalai, kituose pasižymi nemetalų savybėmis.

Antriniuose pogrupiuose metalų redukcinės savybės dažniausiai mažėja didėjant atominiam skaičiui.

Tai galima paaiškinti tuo, kad ryšio tarp valentinių elektronų ir šių metalų atomų branduolio stiprumui daugiausia įtakos turi branduolio krūvio dydis, o ne atomo spindulys. Branduolinis krūvis žymiai padidėja, o elektronų pritraukimas prie branduolio didėja. Šiuo atveju, nors atomo spindulys didėja, jis nėra toks reikšmingas kaip pagrindinių pogrupių metalams.

Paprastos medžiagos, sudarytos iš cheminių elementų - metalų, ir sudėtingos metalų turinčios medžiagos vaidina gyvybiškai svarbų vaidmenį mineraliniame ir organiniame Žemės „gyvenime“. Pakanka prisiminti, kad metalo elementų atomai (jonai) yra neatskiriama junginių, lemiančių medžiagų apykaitą žmonių ir gyvūnų organizme, dalis. Pavyzdžiui, žmogaus kraujyje buvo rasta 76 USD elementų, iš kurių tik 14 USD yra ne metalai. Žmogaus organizme kai kurie elementai – metalai (kalcis, kalis, natris, magnis) yra dideliais kiekiais, t.y. yra makroelementai. O tokių metalų kaip chromas, manganas, geležis, kobaltas, varis, cinkas, molibdenas yra nedideliais kiekiais, t.y. Tai mikroelementai.

I-III grupių pagrindinių pogrupių metalų sandaros ypatumai.

Šarminiai metalai- tai I grupės pagrindinio pogrupio metalai. Jų atomai išoriniame energijos lygyje turi po vieną elektroną. Šarminiai metalai yra stiprūs reduktorius. Jų redukcinė galia ir cheminis aktyvumas didėja didėjant elemento atominiam skaičiui (t. y. periodinėje lentelėje iš viršaus į apačią). Visi jie turi elektroninį laidumą. Ryšio tarp šarminių metalų atomų stiprumas mažėja didėjant elemento atominiam skaičiui. Taip pat mažėja jų lydymosi ir virimo temperatūra. Šarminiai metalai sąveikauja su daugybe paprastų medžiagų – oksiduojančiomis medžiagomis. Reakcijoje su vandeniu susidaro vandenyje tirpios bazės (šarmai).

Šarminių žemių elementai yra II grupės pagrindinio pogrupio elementai. Šių elementų atomai turi du elektronus išoriniame energijos lygyje. Jie yra reduktoriai ir jų oksidacijos būsena yra $+2$. Šiame pagrindiniame pogrupyje stebimi bendri fizikinių ir cheminių savybių pokyčių dėsniai, susiję su grupės atomų dydžio padidėjimu iš viršaus į apačią, taip pat susilpnėja cheminis ryšys tarp atomų. Didėjant jono dydžiui, oksidų ir hidroksidų rūgštinės savybės silpnėja, o bazinių didėja.

Pagrindinį III grupės pogrupį sudaro elementai boras, aliuminis, galis, indis ir talis. Visi elementai yra $p$-elementai. Išoriniame energijos lygyje jie turi tris $(s^2p^1)$ elektronus, o tai paaiškina savybių panašumą. Oksidacijos būsena $+3$. Grupėje, didėjant branduoliniam krūviui, didėja metalinės savybės. Boras yra nemetalinis elementas, o aliuminis jau turi metalinių savybių. Visi elementai sudaro oksidus ir hidroksidus.

Pereinamųjų elementų - vario, cinko, chromo, geležies charakteristikos pagal jų padėtį D. I. Mendelejevo cheminių elementų periodinėje lentelėje ir jų atomų struktūros ypatumai

Dauguma metalinių elementų yra antrinėse periodinės lentelės grupėse.

Ketvirtajame periode kalio ir kalcio atomuose atsiranda ketvirtasis elektronų sluoksnis, o $4s$ polygis užpildomas, nes jo energija yra mažesnė nei $3d$ sublygio. $K, Ca yra s$-elementai, įtraukti į pagrindinius pogrupius. Atomams nuo $Sc$ iki $Zn$ $3d$ polygis užpildytas elektronais.

Panagrinėkime, kokios jėgos veikia elektroną, kuris pridedamas prie atomo didėjant branduolio krūviui. Viena vertus, yra atomo branduolio trauka, kuri verčia elektroną užimti žemiausią laisvosios energijos lygį. Kita vertus, jau esamų elektronų atstūmimas. Kai energijos lygmenyje yra $8$ elektronų ($s-$ ir $p-$orbitalės užimtos), jų bendras atstumiantis poveikis yra toks stiprus, kad kitas elektronas atsiduria aukštesnėje $s-$ orbitalėje, o ne energijos lygis žemesnis už $d-$orbitalę. Kalio išorinių energijos lygių elektroninė struktūra yra $...3d^(0)4s^1$, o kalcio - $...3d^(0)4s^2$.

Vėlesnis vieno elektrono pridėjimas prie skandžio veda prie $3d$ orbitalės užpildymo, o ne dar didesnės energijos $4p$ orbitalės. Tai pasirodo energetiškai palankiau. $3d$ orbitos užpildymas baigiasi cinku, kurio elektroninė struktūra yra $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(10)4s ^2 $. Reikėtų pažymėti, kad vario ir chromo elementai pasižymi elektronų „gedimo“ reiškiniu. Vario atome dešimtasis $d$ elektronas pereina į trečiąjį $3d$ polygį.

Elektroninė vario formulė yra $...3d^(10)4s^1$. Chromo atomas ketvirtame energijos lygyje ($s$-orbitalė) turėtų turėti $2$ elektronų. Tačiau vienas iš dviejų elektronų juda į trečią energijos lygį, į neužpildytą $d$-orbitalę, jo elektroninė formulė yra $...3d^(5)4s^1$.

Taigi, priešingai nei pagrindinių pogrupių elementai, kur išorinio lygio atominės orbitalės palaipsniui užpildomos elektronais, priešpaskutinio energijos lygio $d$-orbitalės užpildomos antrinių pogrupių elementais. Iš čia ir kilo pavadinimas: $d$-elementai.

Visos paprastos medžiagos, sudarytos iš periodinės lentelės pogrupių elementų, yra metalai. Dėl didesnio atominių orbitalių skaičiaus nei pagrindinių pogrupių metalinių elementų, $d$ elementų atomai sudaro daug cheminių jungčių vienas su kitu ir todėl sukuria stipresnę kristalinę gardelę. Jis stipresnis tiek mechaniškai, tiek šilumos atžvilgiu. Todėl antrinių pogrupių metalai yra stipriausi ir atspariausi ugniai tarp visų metalų.

Yra žinoma, kad jei atomas turi daugiau nei tris valentinius elektronus, tada elementas turi kintamą valentiškumą. Tai taikoma daugumai $d$ elementų. Maksimalus jų, kaip ir pagrindinių pogrupių elementų, valentingumas yra lygus grupės skaičiui (nors yra išimčių). Elementai, turintys vienodą valentinių elektronų skaičių, įtraukiami į grupę tuo pačiu numeriu $(Fe, Co, Ni)$.

$d$-elementams jų oksidų ir hidroksidų savybės pasikeičia per vieną laikotarpį, judant iš kairės į dešinę, t.y. padidėjus jų valentingumui, jis pereina nuo bazinių savybių per amfoterines į rūgštines. Pavyzdžiui, chromo valencijos yra $+2, +3, +6$; ir jo oksidai: $CrO$ – bazinis, $Cr_(2)O_3$ – amfoterinis, $CrO_3$ – rūgštinis.

IV±VII grupių pagrindinių pogrupių nemetalų bendrosios charakteristikos, susijusios su jų padėtimi D. I. Mendelejevo cheminių elementų periodinėje lentelėje ir jų atomų struktūros ypatumai

Cheminiai elementai – nemetalai

Pati pirmoji mokslinė cheminių elementų klasifikacija buvo jų padalijimas į metalus ir nemetalus. Ši klasifikacija neprarado savo reikšmės iki šių dienų.

Nemetalai- tai cheminiai elementai, kurių atomai pasižymi gebėjimu priimti elektronus dar nepasibaigus išoriniam sluoksniui dėl to, kad išoriniame elektroniniame sluoksnyje paprastai yra keturi ar daugiau elektronų ir dėl mažo atomų spindulio, palyginti su metalo atomai.

Šis apibrėžimas palieka nuošalyje pagrindinio pogrupio VIII grupės elementus – inertines arba tauriąsias dujas, kurių atomai turi pilną išorinį elektronų sluoksnį. Šių elementų atomų elektroninė konfigūracija yra tokia, kad jų negalima priskirti nei metalams, nei nemetalams. Tai tie objektai, kurie dalija elementus į metalus ir nemetalus, užimdami ribinę padėtį tarp jų. Inertinės arba tauriosios dujos ("kilnumas" išreiškiamas inertiškumu) kartais priskiriamos nemetalams, tačiau formaliai pagal jų fizines savybes. Šios medžiagos išlaiko dujinę būseną iki labai žemos temperatūros. Taigi helis He virsta skysta būsena, kai $t°= -268,9 °C$.

Šių elementų cheminis inertiškumas yra santykinis. Ksenonui ir kriptonui yra žinomi junginiai su fluoru ir deguonimi: $KrF_2, XeF_2, XeF_4$ ir kt. Be abejo, formuojantis šiems junginiams inertinės dujos veikė kaip reduktorius.

Iš nemetalų apibrėžimo matyti, kad jų atomai pasižymi didelėmis elektronegatyvumo reikšmėmis. Jis svyruoja nuo 2 USD iki 4 USD. Nemetalai yra pagrindinių pogrupių elementai, daugiausia $p$ elementai, išskyrus vandenilį, s elementą.

Visi nemetaliniai elementai (išskyrus vandenilį) užima viršutinį dešinįjį D.I. Mendelejevo cheminių elementų lentelės kampą, sudarydami trikampį, kurio viršūnė yra fluoras $F$, o pagrindas yra įstrižainė $B - At$. .

Tačiau ypatingas dėmesys turėtų būti skiriamas dvigubai vandenilio padėčiai periodinėje lentelėje: pagrindiniuose I ir VII grupių pogrupiuose. Tai nėra atsitiktinumas. Viena vertus, vandenilio atomas, kaip ir šarminių metalų atomai, turi vieną elektroną savo išoriniame (ir vieninteliame) elektronų sluoksnyje (elektroninė konfigūracija $1s^1$), kurį jis gali paaukoti, pasižymėdamas redukuojančio agento savybėmis. .

Daugumoje jo junginių vandenilio, kaip ir šarminių metalų, oksidacijos būsena yra $+1$. Tačiau elektroną prarasti vandenilio atomas yra sunkiau nei šarminių metalų atomus. Kita vertus, vandenilio atomui, kaip ir halogeno atomams, trūksta vieno elektrono prieš užbaigiant išorinį elektronų sluoksnį, todėl vandenilio atomas gali priimti vieną elektroną, pasižymintį oksiduojančios medžiagos savybėmis ir halogenui būdinga oksidacijos būsena – $1. $ hidriduose (junginiai su metalais, panašūs į junginius metalai su halogenais – halogenidais). Tačiau vieną elektroną pridėti prie vandenilio atomo yra sunkiau nei halogenus.

Elementų atomų savybės – nemetalai

Nemetalų atomai turi vyraujančias oksidacines savybes, t.y. galimybė pridėti elektronų. Šiam gebėjimui būdinga elektronegatyvumo reikšmė, kuri natūraliai kinta periodais ir pogrupiais.

Fluoras yra stipriausias oksidatorius, jo atomai cheminėse reakcijose nepajėgūs atiduoti elektronų, t.y. turi atkuriamųjų savybių.

Išorinio elektroninio sluoksnio konfigūracija.

Kiti nemetalai gali turėti redukuojančių savybių, nors ir daug silpniau, palyginti su metalais; perioduose ir pogrupiuose jų redukcinis gebėjimas kinta priešinga tvarka lyginant su oksidaciniu gebėjimu.

Cheminiai elementai – nemetalai tik 16 USD! Nemažai, turint omeny, kad yra žinoma $114$ elementų. Du nemetaliniai elementai sudaro 76 %$ žemės plutos masės. Tai deguonis (49% $) ir silicis (27% $). Atmosferoje yra $0,03%$ deguonies masės žemės plutoje. Nemetalai sudaro 98,5% $ augalų masės, 97,6% $ žmogaus kūno masės. Nemetalai $C, H, O, N, S, P$ – tai organogenai, kurie sudaro svarbiausias gyvos ląstelės organines medžiagas: baltymus, riebalus, angliavandenius, nukleorūgštis. Oro, kuriuo kvėpuojame, sudėtis apima paprastas ir sudėtingas medžiagas, kurias taip pat sudaro nemetaliniai elementai (deguonis $O_2$, azotas $N_2$, anglies dioksidas $CO_2$, vandens garai $H_2O$ ir kt.).

Vandenilis yra pagrindinis Visatos elementas. Daugelį kosminių objektų (dujų debesų, žvaigždžių, įskaitant Saulę) sudaro daugiau nei pusė vandenilio. Žemėje, įskaitant atmosferą, hidrosferą ir litosferą, ji yra tik 0,88% $. Bet tai yra masė, o vandenilio atominė masė yra labai maža. Todėl mažas jo kiekis yra tik akivaizdus, ​​o iš 100 USD Žemėje esančių atomų 17 USD yra vandenilio atomai.

Chemijos bilietai 9 klasė su atsakymais

Bilietas Nr.1

Periodinis dėsnis ir periodinė cheminių elementų sistema D. I. Mendelejevas. Mažų laikotarpių ir pagrindinių pogrupių elementų savybių kitimo modeliai priklausomai nuo jų eilės (atominio) numerio.

Periodinė lentelė tapo vienu iš svarbiausių informacijos apie cheminius elementus ir jų sudaromas paprastas medžiagas bei junginius šaltinių.

Dmitrijus Ivanovičius Mendelejevas sukūrė periodinę lentelę dirbdamas prie savo vadovėlio „Chemijos pagrindai“, siekdamas maksimalaus nuoseklumo pateikiant medžiagą. Sistemą sudarančių elementų savybių kitimo modelis vadinamas periodiniu dėsniu.

Pagal 1869 metais Mendelejevo suformuluotą periodinį dėsnį cheminių elementų savybės periodiškai priklauso nuo jų atominės masės. Tai yra, didėjant santykinei atominei masei, elementų savybės periodiškai kartojasi.*

Palyginkite: metų laikų keitimosi dažnis laikui bėgant.

Šis modelis kartais pažeidžiamas, pavyzdžiui, argonas (inertinės dujos) viršija kito kalio (šarminio metalo) masę. Šis prieštaravimas buvo paaiškintas 1914 m., tiriant atomo sandarą. Elemento eilės numeris periodinėje lentelėje yra ne tik seka, jis turi fizinę reikšmę – jis lygus atomo branduolio krūviui. Štai kodėl

Šiuolaikinė periodinio įstatymo formuluotė yra tokia:

Cheminių elementų, kaip ir jų susidarančių medžiagų, savybės periodiškai priklauso nuo atomo branduolio krūvio.

Periodas yra elementų seka, išdėstyta didėjančio atomo branduolio krūvio tvarka, pradedant šarminiu metalu ir baigiant inertinėmis dujomis.

Per laikotarpį, didėjant branduolio krūviui, didėja elemento elektronegatyvumas, silpsta metalinės (redukuojančios) savybės ir didėja paprastų medžiagų nemetalinės (oksidacinės) savybės. Taigi antrasis laikotarpis prasideda nuo šarminio metalo ličio, po kurio seka berilis, pasižymintis amfoterinėmis savybėmis, boras, nemetalas ir kt. Galiausiai, fluoras yra halogenas, o neonas yra inertinės dujos.

(Trečiasis laikotarpis vėl prasideda šarminiu metalu - tai yra periodiškumas)

1–3 laikotarpiai yra maži (yra viena eilutė: 2 arba 8 elementai), 4–7 periodai yra dideli periodai, susidedantys iš 18 ar daugiau elementų.

Rengdamas periodinę lentelę, Mendelejevas tuo metu žinomus elementus, kurie turėjo panašumų, sujungė į vertikalius stulpelius. Grupės yra vertikalūs elementų stulpeliai, kurių, kaip taisyklė, valentingumas aukštesniame okside yra lygus grupės numeriui. Grupė suskirstyta į du pogrupius:

Pagrindiniuose pogrupiuose yra mažų ir didelių laikotarpių elementai ir jie sudaro šeimas, turinčias panašių savybių (šarminiai metalai - I A, halogenai - VII A, inertinės dujos - VIII A).

(pagrindinių pogrupių elementų cheminiai ženklai periodinėje lentelėje yra po raide „A“ arba labai senose lentelėse, kuriose nėra A ir B raidžių, po antrojo periodo elementu)

Šoniniuose pogrupiuose yra tik ilgų laikotarpių elementai, jie vadinami pereinamaisiais metalais.

(po raide "B" arba "B")

Pagrindiniuose pogrupiuose, didėjant branduoliniam krūviui (atominiam skaičiui), metalinės (redukuojančios) savybės didėja.

* tiksliau, elementų suformuotos medžiagos, tačiau dažnai tai yra praleidžiama, kai sakoma „elementų savybės“

Periodinė teisė D.I. Mendelejevas yra pagrindinis dėsnis, nustatantis periodinius cheminių elementų savybių pokyčius, priklausomai nuo jų atomų branduolių krūvių padidėjimo. Atidarė D.I. Mendelejevas 1869 m. kovo mėn., kai lygino visų tuo metu žinomų elementų savybes ir jų atominių masių vertes. Mendelejevas pirmą kartą pavartojo terminą „periodinis dėsnis“ 1870 m. lapkritį, o 1871 m. spalį pateikė galutinę periodinio įstatymo formuluotę: „paprastų kūnų savybės, taip pat elementų junginių formos ir savybės, taigi ir savybės. iš jų suformuotų paprastų ir sudėtingų kūnų periodiškai priklauso nuo jų atominio svorio.

Hundo taisyklė: atominės orbitos, priklausančios tam pačiam polygiui, pirmiausia užpildomos vienu elektronu, o po to užpildomos antraisiais elektronais.

Hundo taisyklė dar vadinama didžiausio daugybos principu, t.y. didžiausia galima lygiagreti vieno energijos polygio elektronų sukinių kryptis.

Laisvas atomas gali turėti ne daugiau kaip aštuonis elektronus aukščiausiu energijos lygiu.

Elektronai, esantys aukščiausiame atomo energijos lygyje (išoriniame elektronų sluoksnyje), vadinami išorės; Išorinių elektronų skaičius bet kurio elemento atome niekada neviršija aštuonių. Daugelio elementų chemines savybes daugiausia lemia išorinių elektronų skaičius (su užpildytais vidiniais polygiais). Kitiems elektronams, kurių atomai turi neužpildytą vidinį polygį, pavyzdžiui, 3 d- elementų, tokių kaip Sc, Ti, Cr, Mn ir kt., atomų polygis, cheminės savybės priklauso tiek nuo vidinių, tiek nuo išorinių elektronų skaičiaus. Visi šie elektronai vadinami valentingumas; sutrumpintose elektroninėse atomų formulėse jie rašomi po atomo skeleto simbolio, tai yra po išraiškos laužtiniuose skliaustuose.

2.3. Periodinis dėsnis ir periodinė elementų lentelė

pradžioje, atradus atomo sandarą, buvo nustatyta, kad elementų savybių pokyčių periodiškumas nustatomas. ne atominis svoris, o branduolinis krūvis, lygus atominiam skaičiui ir elektronų skaičiui, kurių pasiskirstymas per elemento atomo elektronų apvalkalus lemia jo chemines savybes.

Šiuolaikinė periodinio įstatymo formuluotė yra tokia:

Tolesnė periodinės sistemos plėtra siejama su tuščių lentelės langelių užpildymu, į kuriuos buvo dedama vis daugiau naujų elementų: inertinių dujų, natūralių ir dirbtinai gautų radioaktyvių elementų. 2010 m. su 117 elemento sinteze buvo baigtas septintas periodinės lentelės periodas. Tačiau periodinės lentelės apatinės ribos problema išlieka viena iš svarbiausių šiuolaikinėje teorinėje chemijoje.

Grafinė (lentinė) periodinio dėsnio išraiška yra Mendelejevo sukurta periodinė elementų sistema .

Dažnesnės nei kitos yra 3 periodinės lentelės formos: „trumpas“ (trumpas periodas), „ilgas“ (ilgas periodas), „ypač ilgas“.

„Super ilgoje“ versijoje kiekvienas laikotarpis užima tiksliai vieną eilutę. „Ilgojoje“ versijoje lantanidai ir aktinidai pašalinami iš bendros lentelės, todėl ji yra kompaktiškesnė. „Trumpoje“ įrašymo formoje, be to, ketvirtasis ir vėlesni laikotarpiai užima po 2 eilutes.

Elementai, išdėstyti didėjančia Z (H, He, Li, Be...) formos tvarka septyni periodai.

Laikotarpiais elementų savybės natūraliai keičiasi pereinant nuo šarminių metalų prie tauriųjų dujų