Enciklopedia e madhe e naftës dhe gazit. Një rresht vertikal elementësh në të cilin të gjitha elektronet e valencës janë të vendosura në nivelin e fundit

Ngarkesat e bërthamave të elementeve në tabelën periodike rriten vazhdimisht, dhe vetitë e substancave të thjeshta përsëriten periodikisht. Si të shpjegohet kjo?

D.I. Mendeleev vuri re se vetitë e elementeve përsëriten periodikisht me rritjen e vlerave të numrit të tyre masiv. Ai renditi 63 elementët e zbuluar deri në atë kohë në rendin e rritjes së masave atomike, duke marrë parasysh vetitë e tyre kimike dhe fizike. Mendeleev besonte se ligji periodik që ai zbuloi ishte një pasqyrim i modeleve të thella në strukturën e brendshme të materies, ai deklaroi faktin e ndryshimeve periodike në vetitë e elementeve, por nuk dinte arsyet e periodicitetit;

Studimi i mëtejshëm i strukturës së atomit tregoi se vetitë e substancave varen nga ngarkesa e bërthamës së atomeve dhe elementët mund të sistemohen bazuar në strukturën e tyre elektronike. Vetitë e substancave të thjeshta dhe të përbërjeve të tyre varen nga konfigurimi elektronik i përsëritur periodik i nënnivelit të valencës së atomeve të elementit. Prandaj, "analogët elektronikë" janë gjithashtu "analogë kimikë".

Le të shkruajmë formulat elektronike të atomeve të elementeve të nëngrupeve kryesore të grupit të dytë dhe të shtatë.

Elementet e grupit të dytë kanë një formulë të përgjithshme elektronike të elektroneve të valencës ns 2. Le të shkruajmë formulat e tyre elektronike:

Bëhu 1s 2 2s 2,

Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2,

Ca 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2,

Sr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2.

Elementet e grupit të shtatë kanë një formulë të përbashkët elektronike për elektronet e valencës ns 2 np 5, dhe formulat e plota elektronike janë:

F 1s 2 2s 2 2p 5 ,

Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ,

Br 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p5 ,

unë 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p5 .

Pra, strukturat elektronike të atomeve përsëriten periodikisht për elementët e të njëjtit grup, prandaj vetitë e tyre përsëriten periodikisht, pasi ato varen kryesisht nga konfigurimi elektronik i elektroneve të valencës. Elementet e të njëjtit grup kanë veti të përbashkëta, por ka edhe dallime. Kjo mund të shpjegohet me faktin se megjithëse atomet kanë të njëjtën strukturë elektronike të elektroneve të valencës, por këto elektrone ndodhen në distanca të ndryshme nga bërthama, forca e tërheqjes së tyre drejt bërthamës dobësohet kur lëviz nga periudha në periudhë, rrezja atomike rritet, elektronet e valencës bëhen më të lëvizshme, gjë që ndikon në vetitë e substancave.

41. Bazuar në pozicionin e germaniumit, ceziumit dhe teknetiumit në tabelën periodike, krijoni formula për përbërjet e mëposhtme: acidet meta dhe ortogjermanike, dihidrogjen fosfat cezium dhe oksidi i teknetiumit, që i përgjigjen gjendjes më të lartë të oksidimit. Vizatoni formulat strukturore të këtyre përbërjeve.

42. Çka është energjia e jonizimit? Në cilat njësi shprehet? Si ndryshon aktiviteti reduktues i elementeve s dhe p në grupet e tabelës periodike me rritjen e numrit atomik? Pse?

43. Çka është elektronegativiteti? Si ndryshon elektronegativiteti i elementeve në periudhën e dytë dhe të tretë në një grup të sistemit periodik me numër atomik në rritje?

44. Bazuar në pozicionin e germaniumit, molibdenit dhe reniumit në tabelën periodike, përpiloni formulat bruto të përbërjeve të mëposhtme: përbërje hidrogjeni e germaniumit, acidi i reniumit dhe oksidi i molibdenit që i përgjigjet gjendjes më të lartë të oksidimit të tij. Vizatoni formulat strukturore të këtyre përbërjeve.

45. Çka është afiniteti i elektroneve? Në cilat njësi shprehet? Si ndryshon aktiviteti oksidativ i jometaleve në një periudhë dhe në një grup të sistemit periodik me numrin atomik në rritje? Motivoni përgjigjen tuaj me strukturën atomike të elementit përkatës.

46. ​​Krijoni formula për oksidet dhe hidroksidet e elementeve të periudhës së tretë të tabelës periodike, që korrespondojnë me gjendjen e tyre më të lartë të oksidimit. Si ndryshon karakteri kimik i këtyre përbërjeve kur kalohet nga natriumi në klor?

47. Cili prej elementeve të periudhës së katërt - vanadiumi apo arseniku - ka veti metalike më të theksuara? Cili element formon një përbërje të gaztë me hidrogjenin? Motivoni përgjigjen tuaj bazuar në strukturën e atomeve të këtyre elementeve.

48. Cilat elemente formojnë komponime të gazta me hidrogjenin? Në cilat grupe të tabelës periodike bëjnë pjesë këta elementë? Përgatitni formula për përbërjet e hidrogjenit dhe oksigjenit të klorit, telurit dhe antimonit, që korrespondojnë me gjendjet e tyre më të ulëta dhe më të larta të oksidimit.

49. Cili element i periudhës së katërt - kromi apo seleni - ka veti metalike më të theksuara? Cili prej këtyre elementeve formon një përbërje të gaztë me hidrogjenin? Motivoni përgjigjen tuaj nga struktura e atomeve të kromit dhe selenit.

50. Cila është gjendja më e ulët e oksidimit të klorit, squfurit, azotit dhe karbonit? Pse? Përgatitni formula për përbërjet e aluminit me këto elemente në gjendjen e tyre të oksidimit. Cilat janë emrat e përbërjeve përkatëse?

51. Cili nga p-elementet e grupit të pestë të sistemit periodik - fosfori apo antimoni - ka veti jometalike më të theksuara? Cili nga përbërjet hidrogjenore të këtyre elementeve është agjenti reduktues më i fortë? Motivoni përgjigjen tuaj me strukturën atomike të këtyre elementeve.

52. Në bazë të pozicionit të metalit në tabelën periodike, jepni një përgjigje të motivuar pyetjes; cili nga dy hidroksidet është një bazë më e fortë: Ba(OH) 2 ose Mg(OH) 2; Ca(OH) 2 ose Fe(OH) 2; Cd(OH) 2 ose Sr(OH) 2?

53. Pse mangani shfaq veti metalike, kurse klori jometalik? Motivoni përgjigjen tuaj me strukturën elektronike të atomeve të këtyre elementeve. Shkruani formulat e oksideve dhe hidroksideve të klorit dhe manganit.

54. Cila është gjendja më e ulët e oksidimit të hidrogjenit, fluorit, squfurit dhe azotit? Pse? Përgatitni formula për përbërjet e kalciumit me këto elemente në gjendjen e tyre të oksidimit. Cilat janë emrat e përbërjeve përkatëse?

55. Cilat janë gjendjet më të ulëta dhe më të larta të oksidimit të silikonit, arsenikut, selenit dhe klorit? Pse? Krijoni formula për përbërjet e këtyre elementeve që korrespondojnë me këto gjendje oksidimi.

56. Cilës familje i përkasin elementet, në atomet e të cilave elektroni i fundit shkon në orbitalet 4f dhe 5f? Sa elementë përmban secila prej këtyre familjeve?

57. Masat atomike të elementeve në sistemin periodik rriten vazhdimisht, ndërsa vetitë e trupave të thjeshtë ndryshojnë periodikisht. Si mund të shpjegohet kjo?

58. Cili është formulimi modern i ligjit periodik? Shpjegoni pse në tabelën periodike të elementeve argoni, kobalti, teluri dhe toriumi vendosen përkatësisht para kaliumit, nikelit, jodit dhe protaktinit, megjithëse kanë një masë atomike më të madhe?

59. Cilat janë gjendjet më të ulëta dhe më të larta të oksidimit të karbonit, fosforit, squfurit dhe jodit? Pse? Krijoni formula për përbërjet e këtyre elementeve që korrespondojnë me këto gjendje oksidimi.

Periodiciteti është përsëritshmëria e vetive kimike dhe të disa vetive fizike të substancave të thjeshta dhe të përbërjeve të tyre kur ndryshon numri rendor i elementeve. Ajo shoqërohet, para së gjithash, me përsëritshmërinë e strukturës elektronike të atomeve ndërsa rritet numri atomik (dhe, rrjedhimisht, ngarkesa e bërthamës dhe numri i elektroneve në atom).

Periodiciteti kimik manifestohet në analogjinë e sjelljes kimike dhe uniformitetin e reaksioneve kimike. Në këtë rast, numri i elektroneve të valencës, gjendjet karakteristike të oksidimit dhe formulat e komponimeve mund të jenë të ndryshme. Jo vetëm tipare të ngjashme përsëriten periodikisht, por edhe ndryshime të rëndësishme në vetitë kimike të elementeve ndërsa numri i tyre atomik rritet.

Disa veti fiziko-kimike të atomeve (potenciali i jonizimit, rrezja atomike), substancat e thjeshta dhe komplekse mund të paraqiten jo vetëm në mënyrë cilësore, por edhe sasiore në formën e varësisë nga numri atomik i elementit, dhe për to shfaqen periodikisht maksimumet dhe minimumet e përcaktuara qartë. .

Periodiciteti vertikal

Periodiciteti vertikal është përsëritshmëria e vetive të substancave dhe komponimeve të thjeshta në kolonat vertikale të Tabelës Periodike. Ky është lloji kryesor i periodicitetit, sipas të cilit të gjithë elementët kombinohen në grupe. Elementet e të njëjtit grup kanë të njëjtat konfigurime elektronike. Kimia e elementeve dhe komponimeve të tyre zakonisht konsiderohet në bazë të këtij lloji periodiciteti.

Periodiciteti vertikal gjendet gjithashtu në disa veti fizike të atomeve, për shembull, në energjitë e jonizimit E i(kJ/mol):

Frekuenca horizontale

Periodiciteti horizontal konsiston në shfaqjen e vlerave maksimale dhe minimale të vetive të substancave dhe përbërjeve të thjeshta brenda çdo periudhe. Është veçanërisht e dukshme për elementët e grupit VIIB dhe lantanidet (për shembull, lantanidet me numra atomik çift janë më të zakonshëm se ato me tek).

Vetitë fizike si energjia e jonizimit dhe afiniteti i elektroneve gjithashtu shfaqin periodicitet horizontal të shoqëruar me një ndryshim periodik në numrin e elektroneve në nënnivelet e fundit të energjisë:

Periodiciteti diagonal

Periodiciteti diagonal është përsëritshmëria e vetive të substancave dhe komponimeve të thjeshta përgjatë diagonaleve të Tabelës Periodike. Ajo shoqërohet me një rritje të vetive jometalike në periudha nga e majta në të djathtë dhe në grupe nga poshtë lart. Prandaj, litiumi është i ngjashëm me magnezin, beriliumi është i ngjashëm me aluminin, bori është i ngjashëm me silicin dhe karboni është i ngjashëm me fosforin. Kështu, litiumi dhe magnezi formojnë shumë komponime alkil dhe aril, të cilat përdoren shpesh në kiminë organike. Beriliumi dhe alumini kanë potenciale të ngjashme redoks. Bori dhe silikoni formojnë hidride molekulare të paqëndrueshme, shumë reaktive.

Periodiciteti diagonal nuk duhet kuptuar si ngjashmëri absolute e vetive atomike, molekulare, termodinamike dhe të tjera. Kjo do të thotë, në përbërjet e tyre, atomi i litiumit ka një gjendje oksidimi (+I), dhe atomi i magnezit ka një gjendje oksidimi (+II). Sidoqoftë, vetitë e joneve Li + dhe Mg 2+ janë shumë të ngjashme, duke u manifestuar, veçanërisht, në tretshmërinë e ulët të karbonateve dhe ortofosfateve.

Si rezultat i kombinimit të periodicitetit vertikal, horizontal dhe diagonal, shfaqet e ashtuquajtura periodicitet yjor. Kështu, vetitë e germaniumit ngjajnë me vetitë e galiumit, silikonit, arsenikut dhe kallajit përreth. Bazuar në "yje gjeokimikë" të tillë, mund të parashikohet prania e një elementi në minerale dhe xehe.

Periodiciteti dytësor

Shumë veti të elementeve në grupe ndryshojnë jo në mënyrë monotone, por periodike, veçanërisht për elementët e grupeve IIIA-VIIA. Ky fenomen quhet periodicitet sekondar. Kështu, germani në vetitë e tij është më i ngjashëm me karbonin sesa me silikonin. Dihet se silani reagon me jonet hidroksid në një tretësirë ​​ujore për të lëshuar hidrogjen, ndërsa metani dhe germaniumi nuk reagojnë as me një tepricë të joneve hidroksid.

Anomali të ngjashme në sjelljen kimike të elementeve vërehen në grupe të tjera. Për shembull, elementët e periudhës së 4-të të vendosur në grupet VA-VIIA (As, Se, Br) karakterizohen nga stabiliteti i ulët i përbërjeve në gjendjen më të lartë të oksidimit. Ndërsa pentafluoridet, pentakloridet dhe pentaiodidet njihen për fosforin dhe antimonin, në rastin e arsenikut deri më tani është marrë vetëm pentafluoride. Heksafluoridi i selenit është më pak i qëndrueshëm se fluoridet përkatëse të squfurit dhe telurit. Në grupin e halogjenëve, klori (VII) dhe jodi (VII) formojnë anione të qëndrueshme ndaj oksigjenit, ndërsa joni perbromat, i sintetizuar vetëm në vitin 1968, është një agjent oksidues shumë i fortë.

Periodiciteti sekondar shoqërohet, në veçanti, me inertitetin relativ të valencës s-elektrone për shkak të të ashtuquajturit "depërtim në bërthamë", pasi rritja e densitetit të elektroneve pranë bërthamës për të njëjtin numër kuantik kryesor zvogëlohet në sekuencë ns > n.p. > nd > nf.

Prandaj, elementet që në tabelën periodike shfaqen menjëherë pas elementeve me të parën e mbushur fq-, d- ose f-nënnivel, karakterizohen nga një rënie e qëndrueshmërisë së përbërjeve të tyre në gjendjen më të lartë të oksidimit. Këto janë natriumi dhe magnezi (vijnë pas elementeve me nënnivel p të mbushur për herë të parë), R-elementet e periudhës së 4-të nga galiumi në kripton (mbushur d-nënnivel), si dhe elemente post-lantanide nga hafniumi në radon.

Ndryshimi periodik i rrezeve atomike

Sipas koncepteve të mekanikës kuantike, atomet nuk kanë kufij të qartë, por probabiliteti për të gjetur një elektron të lidhur me një bërthamë të caktuar në një distancë të caktuar nga kjo bërthamë zvogëlohet shpejt me rritjen e distancës. Prandaj, një rreze e caktuar i caktohet atomit, duke besuar se pjesa më e madhe e densitetit të elektronit (më shumë se 90%) përmbahet në sferën e kësaj rreze.

Rrezet e atomeve të elementeve varen periodikisht nga numri i tyre atomik.

Në periudha, ndërsa ngarkesa e bërthamës rritet, rrezet e atomeve, në përgjithësi, zvogëlohen, gjë që shoqërohet me një rritje të tërheqjes së elektroneve të jashtme në bërthamë. Rënia më e madhe e rrezeve atomike vërehet për elementë me periudha të vogla. Në grupet e elementeve, rrezet e atomeve zakonisht rriten me rritjen e numrit të shtresave elektronike. Kështu, në ndryshimin e rrezeve atomike të elementeve janë të dukshme lloje të ndryshme periodiciteti: vertikale, horizontale dhe diagonale.

Madhësitë e vogla të atomeve të elementeve të periudhës së dytë çojnë në stabilitetin e lidhjeve të shumta të formuara me mbivendosje shtesë. R-orbitalet e orientuara pingul me boshtin ndërbërthamor. Kështu, dioksidi i karbonit është një monomer i gaztë, molekula e të cilit përmban dy lidhje të dyfishta, dhe dioksidi i silikonit është një polimer kristalor me lidhje Si–O. Në temperaturën e dhomës, azoti ekziston në formën e molekulave të qëndrueshme N2 në të cilat atomet e azotit janë të lidhur me një lidhje të fortë trefishe. Fosfori i bardhë përbëhet nga molekula P4, ndërsa fosfori i zi është një polimer.

Me sa duket, për elementët e periudhës së tretë, formimi i disa lidhjeve të vetme është më i favorshëm se formimi i një lidhjeje të shumëfishtë. Për shkak të mbivendosjes shtesë R-orbitalet për karbonin dhe azotin karakterizohen nga anionet CO 3 2− dhe NO 3− (formë trekëndëshi), ndërsa për silikonin dhe fosforin anionet tetraedrale SiO 4 4− dhe PO 4 3− janë më të qëndrueshme.

Kuptimi i ligjit periodik

Ligji periodik luajti një rol të madh në zhvillimin e kimisë dhe shkencave të tjera natyrore. U zbulua marrëdhënia e ndërsjellë midis të gjithë elementëve dhe vetive të tyre fizike dhe kimike. Kjo prezantoi shkencën natyrore me një problem shkencor dhe filozofik me rëndësi të jashtëzakonshme: kjo lidhje e ndërsjellë duhet shpjeguar. Pas zbulimit të Ligjit Periodik, u bë e qartë se atomet e të gjithë elementëve duhet të ndërtohen sipas një parimi të vetëm dhe struktura e tyre duhet të pasqyrojë periodicitetin e vetive të elementeve. Kështu, ligji periodik u bë një lidhje e rëndësishme në evolucionin e shkencës atomike-molekulare, duke pasur një ndikim të rëndësishëm në zhvillimin e teorisë së strukturës atomike. Ai gjithashtu kontribuoi në formulimin e konceptit modern të "elementit kimik" dhe qartësimin e ideve për substancat e thjeshta dhe komplekse.

Duke përdorur ligjin periodik, D.I. Mendeleev u bë studiuesi i parë që arriti të zgjidhë problemet e parashikimit në kimi. Kjo u bë e dukshme vetëm pak vite pas krijimit të Tabelës Periodike të Elementeve, kur u zbuluan elementë të rinj kimikë të parashikuar nga Mendeleev. Ligji periodik ndihmoi gjithashtu në sqarimin e shumë veçorive të sjelljes kimike të elementeve tashmë të zbuluar. Përparimet në fizikën atomike, duke përfshirë energjinë bërthamore dhe sintezën e elementeve artificiale, u bënë të mundura vetëm falë Ligjit Periodik. Nga ana tjetër, ata zgjeruan dhe thelluan thelbin e ligjit të Mendelejevit dhe zgjeruan kufijtë e Tabelës Periodike të Elementeve.

Ligji periodik është një ligj universal. Është një nga ato ligje të përgjithshme shkencore që ekzistojnë në të vërtetë në natyrë dhe për këtë arsye, në procesin e evolucionit të njohurive tona, nuk do ta humbasin kurrë rëndësinë e tyre. Është vërtetuar se jo vetëm struktura elektronike e atomit, por edhe struktura e imët e bërthamave atomike i nënshtrohet periodicitetit, gjë që tregon natyrën periodike të vetive në botën e grimcave elementare.

Me kalimin e kohës, roli i Ligjit Periodik nuk zvogëlohet. Ajo u bë baza më e rëndësishme e kimisë inorganike. Përdoret, për shembull, në sintezën e substancave me veti të paracaktuara, në krijimin e materialeve të reja dhe në zgjedhjen e katalizatorëve efektivë.

Rëndësia e Ligjit Periodik në mësimin e kimisë së përgjithshme dhe inorganike është e paçmuar. Zbulimi i tij u shoqërua me krijimin e një libri shkollor të kimisë, kur Mendeleev u përpoq të paraqiste qartë informacionin për 63 elementët kimikë të njohur në atë kohë. Tani numri i elementeve është pothuajse dyfishuar dhe Ligji Periodik bën të mundur identifikimin e ngjashmërive dhe modeleve në vetitë e elementeve të ndryshëm kimikë duke përdorur pozicionin e tyre në Tabelën Periodike.

Sipas ligjit periodik të D.I. Mendelejevi, të gjitha vetitë e elementeve me numër atomik në rritje në sistemin periodik nuk ndryshojnë vazhdimisht, por përsëriten periodikisht, pas një numri të caktuar elementësh. Arsyeja për natyrën periodike të ndryshimit të vetive të elementeve është përsëritja periodike e konfigurimeve të ngjashme elektronike të nënniveleve të valencës: sa herë që përsëritet ndonjë konfigurim elektronik i nënniveleve të valencës, për shembull, konfigurimi ns 2 np 2 i diskutuar në shembullin 3.1. 3, elementi ka vetitë e tij në përsëritjen e elementeve të mëparshme të një strukture të ngjashme elektronike.

Vetia kimike më e rëndësishme e çdo elementi është aftësia e atomeve të tij për të dhuruar ose për të fituar elektrone, gjë që karakterizon, në rastin e parë, aktivitetin reduktues të elementit dhe në të dytën, aktivitetin oksidativ të elementit. Një karakteristikë sasiore e aktivitetit reduktues të një elementi është energjia e jonizimit (potenciali), dhe aktiviteti oksidativ është afiniteti i elektroneve.

Energjia e jonizimit (potencial) është energjia që duhet shpenzuar për të abstraguar dhe hequr një elektron nga një atom 6 . Është e qartë se sa më e ulët të jetë energjia e jonizimit. Sa më e theksuar është aftësia e një atomi për të dhuruar një elektron dhe, për rrjedhojë, aq më i lartë është aktiviteti reduktues i elementit. Energjia e jonizimit, si çdo veti e elementeve, me rritjen e numrit atomik në sistemin periodik nuk ndryshon në mënyrë monotone, por periodike. Në një periudhë, me një numër fiks të shtresave elektronike, energjia e jonizimit rritet së bashku me një rritje të numrit atomik për shkak të rritjes së forcës së tërheqjes së elektroneve të jashtme në bërthamën atomike për shkak të rritjes së ngarkesës së bërthamës. . Kur kaloni në elementin e parë të periudhës tjetër, ndodh një rënie e mprehtë e energjisë së jonizimit - aq e fortë sa energjia e jonizimit bëhet më e vogël se energjia e jonizimit të analogut të mëparshëm në nëngrup. Arsyeja për këtë është një rënie e mprehtë e forcës së tërheqjes së elektronit të jashtëm të hequr në bërthamë për shkak të një rritje të konsiderueshme të rrezes atomike për shkak të një rritje të numrit të shtresave elektronike gjatë kalimit në një periudhë të re. Pra, me një rritje të numrit atomik, energjia e jonizimit në një periudhë rritet 7 , dhe në nëngrupet kryesore zvogëlohet. Pra, elementët me aktivitet më të madh reduktues ndodhen në fillim të periudhave dhe në fund të nëngrupeve kryesore.

Afiniteti i elektroneve është energjia e lëshuar kur një atom fiton një elektron. Sa më i madh të jetë afiniteti i elektroneve, aq më e fortë është aftësia e atomit për të lidhur një elektron dhe, rrjedhimisht, aq më i lartë është aktiviteti oksidativ i elementit. Ndërsa numri atomik rritet në një periudhë, afiniteti i elektroneve rritet për shkak të rritjes së tërheqjes së elektroneve të shtresës së jashtme ndaj bërthamës, dhe në grupet e elementeve afiniteti i elektroneve zvogëlohet për shkak të një rënie në forcën e tërheqjes së elektroneve të jashtme në bërthama dhe për shkak të rritjes së rrezes atomike. Kështu, elementët me aktivitetin më të madh oksidativ ndodhen në fund të periodave 8 dhe në krye të grupeve të tabelës periodike.

Një karakteristikë e përgjithësuar e vetive redoks të elementeve është elektronegativiteti është gjysma e shumës së energjisë së jonizimit dhe afinitetit të elektroneve. Bazuar në modelin e ndryshimeve në energjinë e jonizimit dhe afinitetin e elektroneve në periudha dhe grupe të sistemit periodik, është e lehtë të konkludohet se në periudha elektronegativiteti rritet nga e majta në të djathtë, në grupe zvogëlohet nga lart poshtë. Për rrjedhojë, sa më i madh të jetë elektronegativiteti, aq më i theksuar është aktiviteti oksidativ i elementit dhe aq më i dobët është aktiviteti reduktues i tij.

Shembulli 3.2.1.Karakteristikat krahasuese të vetive redoks të elementeveI.A.- DheV.A.-grupet e periudhave 2 dhe 6.

Sepse në periudha, energjia e jonizimit, afiniteti i elektroneve dhe elektronegativiteti rriten nga e majta në të djathtë, dhe në grupe ato ulen nga lart poshtë midis elementëve të krahasuar, azoti ka aktivitetin më të madh oksidues, dhe franciumi është agjenti më i fuqishëm reduktues;

Elementet, atomet e të cilëve janë në gjendje të shfaqin vetëm veti reduktuese, zakonisht quhen metalikë (metale). Atomet e elementeve jometalike (jometalet) mund të shfaqin si veti reduktuese ashtu edhe veti oksiduese, por vetitë oksiduese janë më karakteristike për to.

Metalet në përgjithësi janë elementë me një numër të vogël elektronesh të jashtme. Metalet përfshijnë të gjithë elementët e grupeve anësore, lantanidet dhe aktinidet, sepse numri i elektroneve në shtresën e jashtme të atomeve të këtyre elementeve nuk i kalon 2. Elementet metalikë përmbahen edhe në nëngrupet kryesore. Në nëngrupet kryesore të periudhës së 2-të, Li dhe Be janë metale tipike. Në periudhën e dytë, humbja e vetive metalike ndodh kur një elektron i tretë hyn në shtresën e jashtme elektronike - gjatë kalimit në bor. Në nëngrupet kryesore të periudhave themelore, ka një zhvendosje të vazhdueshme të kufirit midis metaleve dhe jometaleve me një pozicion në të djathtë për shkak të një rritje të aktivitetit reduktues të elementeve për shkak të një rritje në rreze atomike. Kështu, në periudhën e 3-të, kufiri i zakonshëm i ndarjes së metaleve dhe jometaleve kalon ndërmjet Aliut dhe Si-së në periudhën e 4-të, jometali i parë tipik është arseniku, etj.

Frekuenca e ndryshimeve në vetitë e elementeve. Ligji periodik D.I. Mendelejevi

Tabela periodike e elementeve kimike u krijua në 1869 nga bashkatdhetari ynë i madh Dmitry Ivanovich Mendeleev.

Ndryshe nga paraardhësit e tij, Mendeleev krahasoi jo vetëm elementë të ngjashëm, por kryesisht të ndryshëm dhe grupet e tyre (për shembull, metalet alkali dhe halogjenet), duke i renditur ato në bazë të karakteristikës kryesore (të njohur deri në atë kohë) të elementit - peshën atomike.

Formulimi i ligjit në atë kohë ishte si vijon:

Vetitë e elementeve kimike, si dhe vetitë dhe format e përbërjeve të tyre, varen periodikisht nga pesha e tyre atomike.

Më vonë, Mendelejevi përdori një karakteristikë më themelore të elementeve sesa peshën atomike, të cilën ai e prezantoi, domethënë numrin e tyre atomik, i cili përcaktohet nga ngarkesa pozitive e bërthamës, d.m.th. numri i protoneve në bërthamën e një atomi. U krijuan modele të ndryshimeve në vetitë e elementeve në periudha dhe grupe.

Për të përshkruar dhe sistemuar elementet kimike, është e nevojshme të njihen karakteristikat e tyre: numri atomik (ngarkesa e bërthamës së atomeve të tij) dhe masa atomike relative.

Nga këto, ngarkesa e bërthamës së atomeve është e zakonshme, e pandryshuar gjatë reaksioneve kimike, karakteristika kryesore për përcaktimin e një elementi.

Për të përshkruar elementët, përveç karakteristikave sasiore të renditura më sipër, nevojiten të tjera, duke përfshirë karakteristikat cilësore të elementit. Këto janë struktura elektronike dhe vetitë e atomeve të tij.

Rëndësi të veçantë kanë elektronet që ndodhen në shtresën e jashtme elektronike, elektronet valente. Elementet metalike zakonisht kanë 1 - 2, më rrallë 3, jometale - 4 ose më shumë. Për elementët e periudhave të mëdha të nëngrupeve anësore, elektronet e valencës nuk janë vetëm shtresa e jashtme, por edhe shtresa para-jashtme. Reaktiviteti i atomeve për të formuar lidhje kimike me atome të tjera dhe për të formuar komponime kimike varet nga elektronet e valencës.

Një përbërje kimike është një substancë kimikisht individuale, e përbërë nga atome të lidhura kimikisht të një elementi në një element të thjeshtë ose disa elementë në një substancë komplekse, që kanë një përbërje të caktuar.

Substancat e thjeshta dhe komplekse janë forma të ekzistencës reale të elementeve në natyrë. Natyra e elementeve ndikon në vetitë e substancave që formojnë dhe anasjelltas, duke ditur vetitë e substancave, mund të gjykohet natyra e elementit.

Dmitry Ivanovich Mendeleev i kushtoi rëndësi të madhe njohjes së formave dhe vetive të përbërjeve tipike të oksigjenit dhe hidrogjenit të një elementi për karakterizimin e tij. Nga forma e përbërjeve, ai kuptoi ngjashmërinë në përbërjen e përbërjeve të tyre tipike për një grup elementësh, të shprehur me formula të përgjithshme. Kështu, elementët e nëngrupit kryesor të grupit VI të tabelës periodike kanë këto forma të përbërjeve të oksigjenit dhe hidrogjenit: RO3, H2R.

Për shembull: oksidi i squfurit dhe sulfuri i hidrogjenit.

Elementet tipike metalike formojnë oksidet dhe hidroksidet bazë, duke shfaqur vlera të ulëta të valencës në këto forma përbërjesh. Në elementet jometalike, përbërjet më të larta të oksigjenit (oksidet dhe hidroksidet) kanë natyrë acidike. Këta elementë formojnë komponime hidrogjeni të gaztë. Shumë elementë shfaqin veti të ndërmjetme.

Le të nxjerrim modele të ndryshimeve në vetitë e elementeve me një rritje në numrin rendor të tyre.

1. Karakteristikat sasiore më të rëndësishme të një elementi - ngarkesa e bërthamës së atomeve të tij dhe masa atomike - rriten monotonisht.

2. Strukturat e shtresës së jashtme elektronike ndryshojnë befas.

3. Format dhe vetitë e oksideve dhe hidroksideve të elementeve përsëriten periodikisht.

4. Periodikisht, valenca e elementeve për oksigjen rritet dhe zvogëlohet për hidrogjenin.

Cila është marrëdhënia midis karakteristikave të një elementi që ndryshojnë në mënyrë monotone dhe periodike?

Le ta shqyrtojmë këtë marrëdhënie duke përdorur shembullin e ngarkesës së bërthamës së atomeve dhe elektroneve të tyre të jashtme. Për ta bërë këtë, le të ndërtojmë një grafik. Le të vërejmë në vijën horizontale ngarkesën e bërthamës atomike, dhe në vijën vertikale numrin e elektroneve në shtresën e jashtme të atomeve të elementeve.

Numri i elektroneve në shtresën e jashtme elektronike të atomeve të elementeve ndryshon periodikisht me një rritje monotone të vlerës së ngarkesës së bërthamës së atomeve të tyre.

Zbulimi i ligjit periodik shënoi fillimin e një epoke të re në zhvillimin e kimisë - fazën e saj moderne. Para kësaj, faktet e grumbulluara në shkencë nuk kishin asnjë lidhje të brendshme.

Ligji periodik zbuloi një lidhje të thellë midis elementeve, i lejoi shkencëtarët të parashikonin vetitë e elementeve ende të pazbuluar dhe përbërjet e tyre dhe të kërkonin qëllimisht për të reja.

Dmitry Ivanovich Mendeleev nuk dyshoi në besueshmërinë e ligjit të hapur, ai besonte fort në të ardhmen e tij, në zhvillimin e tij. Pak para vdekjes së tij, ai shkroi: "...për ligjin periodik, e ardhmja nuk kërcënon shkatërrimin, por vetëm premton superstruktura dhe zhvillim."

Ligji periodik:

Vendosi një lidhje të thellë të brendshme midis elementeve;

Lejohen shkencëtarët të supozojnë se të gjithë atomet janë ndërtuar sipas një plani të përbashkët;

Kështu, ai krijoi parakushtet për kalimin në një fazë të re të zhvillimit të shkencës, në njohjen e strukturës së brendshme të atomeve - zbulimin e elektronit, radioaktivitetit, zhvillimin e teorisë së strukturës atomike, etj.

Faza tjetër ishte zbulimi i thelbit fizik të ligjit bazuar në teorinë e strukturës atomike.

Tashmë jeni njohur me strukturën e atomeve dhe e dini se ngarkesa e bërthamës së një atomi është karakteristika kryesore e tij. Ngarkesa e bërthamës përkon me numrin atomik të elementit në tabelën periodike të Mendelejevit.

Studenti i Rutherford, fizikani anglez Henry Moseley, vendosi në vitin 1913 se çdo element ka gjatësinë e tij të valës së rrezatimit me rreze x. Ajo rritet me rritjen e masës atomike. Moseley e lidhi frekuencën e këtij rrezatimi me numrin serial të elementit. Ligji i Moseley-t konfirmoi se ndryshimi i Mendelejevit në numrin atomik të elementeve në tabelën periodike korrespondonte me një rritje të qëndrueshme të ngarkesave të bërthamave të atomeve të tyre. Ne e kemi diskutuar tashmë këtë çështje në studimin e izotopeve.

Në lidhje me zbulimet e reja në fushën e strukturës atomike, ligji periodik miratoi formulimin e mëposhtëm modern:

Vetitë e elementeve, si dhe format dhe vetitë e përbërjeve të tyre, varen periodikisht nga madhësia e ngarkesës së bërthamës atomike.

Pse ndryshojnë periodikisht vetitë e elementeve dhe përbërjeve të tyre?

Cila është arsyeja e periodicitetit?

Përgjigja për këtë pyetje mund të jepet edhe nga teoria e strukturës atomike:

Madhësia e ngarkesës bërthamore është karakteristika kryesore e një elementi, një masë e individualitetit të tij. Të gjitha vetitë e tjera të elementit varen nga kjo karakteristikë, ai përcakton numrin e elektroneve dhe gjendjen e tyre në atom.

Një rritje e ngarkesave të bërthamave atomike nga elementi i parë në të fundit çon në përsëritjen periodike të strukturave elektronike të atomeve dhe numrin e elektroneve në nivelin e jashtëm të energjisë. Ky është kuptimi fizik i ligjit periodik dhe arsyeja e periodicitetit të ndryshimeve në vetitë e elementeve.

Ndryshimet periodike në vetitë e elementeve shpjegohen me përsëritjen periodike të numrit të elektroneve në nivelin e jashtëm të energjisë dhe strukturat elektronike të atomeve.

Teoria e strukturës atomike kontribuoi në zhvillimin e ligjit periodik dhe sistemit periodik të elementeve kimike, si dhe në përcaktimin e përmbajtjes së tyre moderne. Ai i dha shtysë studimit të strukturës së brendshme të substancave, zbulimit dhe prodhimit të elementeve të rinj.

Vetitë e elementeve, dhe për këtë arsye trupat (substancat) e thjeshtë dhe komplekse që ata formojnë, varen periodikisht nga pesha e tyre atomike.

Formulimi modern:

"Vetitë e elementeve kimike (d.m.th., vetitë dhe forma e përbërjeve që ata formojnë) varen periodikisht nga ngarkesa e bërthamës së atomeve të elementeve kimike."

Kuptimi fizik i periodicitetit kimik

Ndryshimet periodike në vetitë e elementeve kimike shkaktohen nga përsëritja e saktë e konfigurimit elektronik të nivelit të jashtëm të energjisë (elektroneve të valencës) të atomeve të tyre me një rritje të ngarkesës së bërthamës.

Një paraqitje grafike e ligjit periodik është tabela periodike. Ai përmban 7 periudha dhe 8 grupe.

Periudha - rreshtat horizontale të elementeve me të njëjtën vlerë maksimale të numrit kuantik kryesor të elektroneve valente.

Numri i periudhës tregon numrin e niveleve të energjisë në një atom të një elementi.

Periudhat mund të përbëhen nga 2 (e para), 8 (e dyta dhe e treta), 18 (e katërta dhe e pesta) ose 32 (e gjashta), në varësi të numrit të elektroneve në nivelin e jashtëm të energjisë. Periudha e fundit, e shtatë është e paplotë.

Të gjitha periudhat (përveç të parës) fillojnë me një metal alkali ( s- element), dhe përfundoni me një gaz fisnik ( ns 2 np 6).

Vetitë metalike konsiderohen si aftësia e atomeve të elementeve për të hequr dorë lehtësisht nga elektronet, dhe vetitë jometalike për të fituar elektrone për shkak të dëshirës së atomeve për të fituar një konfigurim të qëndrueshëm me nënnivele të mbushura. Mbushja e jashtme s- nënniveli tregon vetitë metalike të atomit dhe formimin e jashtme p- nënniveli - mbi vetitë jometalike. Rritja e numrit të elektroneve me p- nënniveli (nga 1 në 5) rrit vetitë jometalike të atomit. Atomet me një konfigurim plotësisht të formuar, energjikisht të qëndrueshëm të shtresës së jashtme elektronike ( ns 2 np 6) kimikisht inerte.

Në periudha të mëdha, kalimi i vetive nga një metal aktiv në një gaz fisnik ndodh më lehtë sesa në periudha të shkurtra, sepse formimi i brendshëm ( n - 1) d - nënniveli duke ruajtur të jashtmen ns 2 - avokat. Periudhat e mëdha përbëhen nga seri çift dhe tek.

Për elementët e rreshtave të barabartë në shtresën e jashtme ns 2 - elektronet, prandaj mbizotërojnë vetitë metalike dhe dobësimi i tyre me rritjen e ngarkesës bërthamore është i vogël; në rreshta tek është formuar np- nënniveli, i cili shpjegon dobësimin e ndjeshëm të vetive metalike.

Grupet - kolonat vertikale të elementeve me të njëjtin numër elektronesh valente të barabartë me numrin e grupit. Ka nëngrupe kryesore dhe dytësore.

Nëngrupet kryesore përbëhen nga elementë të periudhave të vogla dhe të mëdha, elektronet e valencës së të cilave ndodhen në pjesën e jashtme. ns - dhe np - nënnivele.

Nëngrupet anësore përbëhen nga elementë vetëm me periudha të mëdha. Elektronet e tyre të valencës janë në pjesën e jashtme ns- nënniveli dhe i brendshëm ( n - 1) d - nënniveli (ose (n - 2) f - nënniveli).

Në varësi të cilit nënnivel ( s -, p -, d - ose f -) të mbushura me elektrone valence, elementet e tabelës periodike ndahen në: s- elementet (elementet e nëngrupit kryesor Grupet I dhe II), p - elementet (elementet e nëngrupeve kryesore grupet III - VII), d - elementet (elementet e nëngrupeve anësore), f- elemente (lantanide, aktinide).

Në nëngrupet kryesore, nga lart poshtë, vetitë metalike rriten dhe vetitë jometalike dobësohen. Elementet e grupeve kryesore dhe dytësore ndryshojnë shumë në veti.

Numri i grupit tregon valencën më të lartë të elementit (përveç O, F, elementet e nëngrupit të bakrit dhe grupit të tetë).

Formulat e oksideve më të larta (dhe hidrateve të tyre) janë të zakonshme për elementët e nëngrupeve kryesore dhe dytësore. Në oksidet më të larta dhe hidratet e tyre të elementeve I - III grupet (përveç borit) mbizotërojnë vetitë themelore, me IV deri në VIII - acid.