Ndryshimet në vetitë e elementeve kimike dhe të përbërjeve të tyre. Të qenit në natyrë

Karakterizoni sipas planit elementet Magnez dhe Fosfor

Karakteristikat e klorit:

1. Elementi nr. 17 klor, i saj masë atomike Ar = 35,5 (dy izotope Ar = 35. Ar = 37), ngarkesa e tij bërthamore Z = +17, në bërthamë 17 p⁺ (protonet në izotopin Ar = 35 18 n⁰, dhe në izotop

Ar = 37 n⁰ 20 (neutrone.

Ka 17 e-(elektrone) rreth bërthamës, të cilat ndodhen në tre nivele energjetike, pasi klori është në periudhën e tretë.
1). Modeli i një atomi klori duke përdorur harqe:
₊1₇CI)2)₈)₇
2). Modeli i atomit, përmes formulës elektronike (konfigurimi elektronik:

₊₁₇CI 1s²2s²2p63s²3p5
3). Modeli elektronik grafik i një atomi:

⇵ ⇵
Niveli i 3-të ⇵
⇅ ⇅ ⇅
Niveli i dytë ⇅
Niveli i parë ⇅
₊1₇CI
2. Molekula e substancës së thjeshtë të klorit është diatomike. Klori është një jometal në reaksionet kimike, ai mund të jetë një agjent reduktues ose një agjent oksidues.
3. Molekulat e atomeve në grupin 7, nëngrupi kryesor klori diatomik. Ndërsa ngarkesa bërthamore rritet nga fluori në astatinë, vetitë jometalike zvogëlohen dhe vetitë metalike rriten.

4. Molekulat e atomeve substanca të thjeshta në periudhën: natriumi, magnezi, alumini, silikoni - monatomik; fosfor P4 katër-atomike, squfur poliatomik (S) n, klor diatomik CI2. Nga natriumi në klor ndryshojnë vetitë e substancave: natriumi, magnezi janë metale, alumini është një metal amfoterik, silici është gjysmëmetal, fosfori, squfuri, klori janë jometale. Gjithashtu, vetitë redoks ndryshojnë nga e majta në të djathtë në një periudhë. Natriumi, magnezi, alumini janë agjentë reduktues. Silikoni, fosfori, squfuri, klori mund të jenë si agjentë reduktues ashtu edhe agjentë oksidues.
5. Oksid më i lartë i klorit – CI2O7, oksid acidi:
6. Hidroksid –HCIO4, klor, acid i fortë,

7. Komponim i paqëndrueshëm me hidrogjen HCI klorur hidrogjeni, gaz pa ngjyrë, me erë të pakëndshme, shumë i tretshëm në ujë, tretësirë acid klorhidrik HCI.

Karakteristikat e magnezit:

1) Emri i elementit është magnez, simboli kimik është Mg, numri serial- Nr.12, masa atomike Ar=24 Grupi - 2, nëngrupi - kryesore, periudha e 3-të.
Ngarkesa e bërthamës së një atomi të magnezit Z=+12 (ka 12 protone në bërthamë - p⁺ dhe 12 neutrone - n⁰)
Rreth bërthamës së një atomi ka 3 nivele energjie, mbi të cilat ndodhen 12 elektrone.

3) Bazuar në sa më sipër, do të shkruajmë strukturën e atomit të magnezit dhe formulën e tij elektronike:
A. Modeli i një atomi të magnezit duke përdorur harqe:
₊12Mg)2)₈)2

b. Modeli i atomit, përmes formulës elektronike (konfigurimi elektronik:
formula elektronike e aluminit ₊12Mg 1s²2s²2p63s²

V. Modeli elektronik grafik i një atomi:

Niveli i 3-të ⇵
⇅ ⇅ ⇅
Niveli i dytë ⇅
Niveli i parë ⇅
₊12 Mg

4. Një substancë e thjeshtë, metali i magnezit, përbëhet nga një atom, valenca e magnezit në përbërje është 2, gjendja e oksidimit është +2. Magnezi është një agjent reduktues.

5. Molekulat e atomeve në grupin 2, nëngrupi kryesor, janë monoatomike. Ndërsa ngarkesa e bërthamës rritet nga beriliumi në radium, vetitë jometalike zvogëlohen dhe vetitë metalike rriten.

6. Molekulat e atomeve të substancave të thjeshta në periudhën: natriumi, magnezi, alumini, silikoni - monatomik; fosfor P4 katër-atomike, squfur poliatomik (S) n, klor diatomik CI2. Nga natriumi në klor ndryshojnë vetitë e substancave: natriumi, magnezi janë metale, alumini është një metal amfoterik, silici është gjysmëmetal, fosfori, squfuri, klori janë jometale. Gjithashtu, vetitë redoks ndryshojnë nga e majta në të djathtë në një periudhë. Natriumi, magnezi, alumini janë agjentë reduktues. Silikoni, fosfori, squfuri, klori mund të jenë si agjentë reduktues ashtu edhe agjentë oksidues.
7. Formula e oksidit superior: MgO – oksid bazë
8. Formula e hidroksidit: Mg(OH)2 - bazë e patretshme në ujë.

9. Nuk formon një përbërje të paqëndrueshme me hidrogjenin dhe përbërja e magnezit me hidrogjenin është hidridi i aluminit MgH2 - Është një substancë e ngurtë e bardhë jo e avullueshme. Pak i tretshëm në ujë. Ndërvepron me ujin dhe alkoolet. MgH2 + 2H2O = 2H2 + Mg(OH)2

Shpërbëhet në elementë kur ekspozohet ndaj nxehtësisë së fortë.

Gjendja e çdo elektroni në një atom karakterizohet nga 4 numra kuantikë:

A) Numri kuantik kryesor n- përcakton numrin e niveleve në një atom dhe përkon me numrin e periudhës në të cilën ndodhet elementi.

Për shembull: n = 2, që do të thotë se atomi ka dy predha me elektrone, prandaj, elementi është në periudhën e dytë.

Numri kuantik kryesor n - përcakton stoku total energjia e elektronit dhe largësia e tij nga bërthama. Sa më tej të hiqet elektroni nga atomi, aq më e madhe është rezerva e energjisë. Në n = 1, energjia e elektroneve është minimale.

n = 1 K – niveli

n = 2 L – niveli

n = 3 M – niveli

n = 4 N – niveli

n = 5 O – niveli

n = 6 Р – niveli

n = 7 Q – niveli

b) Numri kuantik anësor l - përcakton formën e resë elektronike. Vlera e tij është 1 më pak se numri kuantik kryesor.

Nënnivelet përcaktohen nga vlera e numrit kuantik anësor.

Për shembull: nëse n = 1 l = 0, atëherë ky është nënniveli s

n = 2 l = 0,1, atëherë këto janë s, p - nënnivele

n = 3 l = 0,1,2, atëherë këto janë s, р, d - nënnivele

n = 4 l = 0,1,2,3 atëherë këto janë s, р, d, f - nënnivele

c) Numri kuantik magnetik m – përcakton drejtimin e zgjatjes së resë elektronike në një fushë magnetike. Kjo sasia vektoriale ka pozitive dhe vlerat negative brenda numrit kuantik anësor.

Për shembull: l = 0, m = 0, atëherë kjo është s – nënniveli - një qelizë

l = 1, m = – 1, 0,+1 р – nënniveli - 3 qeliza

l = 2, m = –2, – 1, 0,+1,+2 d – nënniveli - 5 qeliza

d) Kuantike numri i rrotullimit S përcakton drejtimin e rrotullimit të elektroneve rreth boshti i vet. Nëse S = + 1/2, atëherë elektroni rrotullohet rreth boshtit të tij në drejtim të akrepave të orës dhe është përcaktuar në mënyrë konvencionale.

Nëse S = – 1/2, atëherë elektroni rrotullohet rreth boshtit të tij në të kundërt të akrepave të orës dhe në mënyrë konvencionale caktohet ↓.

Struktura e atomit dhe shpërndarja e elektroneve midis predhave të elementeve të periudhave të vogla dhe të mëdha.

Në vitin 1913 viti shkencëtar-N. Bohr u zhvillua teoria kuantike struktura e atomit. Teoria u bazua në postulatet e mëposhtme: një elektron mund të lëvizë rreth bërthamës së një atomi jo në ndonjë orbitë, por në ato të përcaktuara mirë. Numri i orbitave të një elementi përcaktohet nga numri i periudhës. Ka shtatë periudha, që do të thotë se ka 1,2,3,4,5,6,7 nivele energjetike, të cilat quhen shtresa kuantike dhe caktohen: K, L, M, N, O, P, Q.

Nivelet ndahen në nënnivele, të cilat përcaktohen me shkronja Alfabeti latin s, p, d, f.

Niveli i parë i energjisë korrespondon me nënnivelin s, niveli i dytë - dy nënnivele: s, p, niveli i tretë - tre nënnivele: s, p, d, niveli i katërt - katër nënnivele: s, p, d, f.

Sipas parimit të dytë Pauli: dy elektrone mund të zënë të njëjtën orbitë me kusht që spinet e tyre të kenë drejtime të kundërta

Sipas parimit Pauli:

· Niveli i parë përmban jo më shumë se 2 elektrone

· e dyta - jo më shumë se 8,

· e treta - jo më shumë se 18,

· e katërta - jo më shumë se 32 elektrone

Nëse ndonjë nivel në një atom është i paplotësuar, atëherë elektronet në të shpërndahen në përputhje me sundimin e Hundit:

Qelizat kuantike mbushen fillimisht me një elektron dhe më pas me një tjetër me spin të kundërt.

a) diagrami i strukturës së atomit H +1) 1e

b) imazh grafik shtresë elektronike e atomit të elementit hidrogjen

Pyetje sigurie:

1. Cilat parakushte shërbyen si bazë për zbulimin? ligji periodik?

2. Si është strukturuar horizontalisht tabela periodike? Cilat periudha dallohen në tabelën periodike?

3. Si është strukturuar vertikalisht tabela periodike? Përshkruani nëngrupet kryesore dhe dytësore.

4. Cili nga elementet kimike A lidhen me Rusinë në tabelën periodike?

5. Përshkruani koordinatat e elementit nr.33 dhe nr.41 në tabelën periodike

6. Çfarë i bashkon elementet e nëngrupeve kryesore dhe dytësore? Jepni shembuj

7. Rregulloni elementët e mëposhtëm: fosfor, magnez, klor - në rend rritës vetitë jometalike. Renditni këto elemente sipas radhës së rritjes së vetive metalike.

8. Renditni elementët e mëposhtëm: antimoni, fosfor, bismut - sipas radhës së rritjes së vetive jometalike. Renditni këto elemente sipas radhës së rritjes së vetive metalike.

9. Renditni elementët e mëposhtëm: magnez, barium, stroncium, berilium - sipas radhës së rritjes së rrezeve atomike. Si ndryshojnë vetitë metalike të elementeve në këtë seri?

10. Shkruani formula elektronike atomet e ardhshme: oksigjen, magnez, fosfor, argon, vanadium.

Tema 1.3: Struktura e materies

Lista e pyetjeve që duhen studiuar:

1. Lidhja kimike kovalente. Mekanizmi i edukimit. Elektronegativiteti. Lidhjet kovalente polare dhe jopolare. Rrjetat kristalore molekulare dhe atomike.

2. Lidhja kimike jonike. Kationet, formimi i tyre nga atomet si rezultat i procesit të oksidimit. Anionet, formimi i tyre nga atomet si rezultat i procesit të reduktimit. Lidhja jonike, si lidhje ndërmjet kationeve dhe anioneve për shkak të tërheqjes elektrostatike.. Rrjetat kristalore jonike.

3. Lidhje metalike. Metal rrjetë kristali dhe lidhje kimike metalike. Vetitë fizike metalet

4. Gjendjet agregate të substancave dhe lidhjet hidrogjenore. Të ngurta, të lëngshme dhe gjendje e gaztë substancave. Kalimi i një substance nga një gjendje grumbullimi në një tjetër. Lidhja hidrogjenore, roli i saj në formimin e strukturave biopolimere.

5. Substanca të pastra dhe përzierjet. Koncepti i një përzierje substancash. Përzierje homogjene dhe heterogjene. Përbërja e përzierjeve: fraksionet e vëllimit dhe masës së përbërësve të përzierjes, fraksioni masiv papastërtitë.

Sisteme të shpërndara Koncepti i një sistemi të shpërndarë. Faza e shpërndarë dhe mjedisi i dispersionit. Klasifikimi i sistemeve të shpërndara. Koncepti i sistemeve koloidale.

Lidhja kimike kovalente. Mekanizmi i formimit të lidhjes kovalente (shkëmbimi dhe dhurues-akceptor). Elektronegativiteti. Lidhjet kovalente polare dhe jopolare. Shumësia e lidhjes kovalente. Rrjetat kristalore molekulare dhe atomike.

Një lidhje kovalente formohet si rezultat i mbivendosjes së reve elektronike të atomeve, shoqëruar me çlirimin e energjisë.

Ekzistojnë disa mekanizma për formimin e lidhjeve kovalente: shkëmbim(ekuivalente), dhurues-pranues, dhanore.

Kur përdoret mekanizmi i shkëmbimit, formimi i lidhjes konsiderohet si rezultat i çiftimit të rrotullimit elektronet e lira atomet. Në këtë rast, ka një mbivendosje të dy orbitalet atomike atome fqinje, secili prej të cilëve është i zënë nga një elektron. Kështu, secili prej atomeve të lidhura cakton një çift elektronik për ndarje, sikur i shkëmben ato, për shembull, kur një molekulë trifluoridi bori formohet nga atomet, tre orbitale atomike të borit, secila prej të cilave ka një elektron, mbivendosen me tre orbitale atomike. prej tre atomeve të fluorit (secili prej tyre ka edhe një elektron të paçiftuar). Si rezultat i çiftëzimit të elektroneve në zonat e mbivendosjes së orbitaleve atomike përkatëse, shfaqen tre palë elektrone, që lidhin atomet në një molekulë.

Sipas mekanizmit dhurues-pranues, orbitalja me një palë elektrone të një atomi dhe orbitalja e lirë e një atomi tjetër mbivendosen. Në këtë rast, një palë elektrone shfaqet gjithashtu në rajonin e mbivendosjes. Sipas mekanizmit dhurues-pranues, për shembull, ndodh shtimi i një joni fluori në një molekulë trifluoridi bor. Vakante r-orbitali i borit (pranues çift ​​elektronik) në molekulën BF 3 mbivendoset me r-orbital i jonit F −, që vepron si dhurues i një çifti elektronik. Në jonin që rezulton, të katër lidhjet kovalente bor-fluor janë ekuivalente në gjatësi dhe energji, pavarësisht ndryshimit në mekanizmin e formimit të tyre.

Atomet, të jashtme guaskë elektronike e cila përbëhet vetëm nga s- Dhe r-orbitalet mund të jenë ose dhurues ose pranues të një çifti elektronik. Atomet, shtresa e jashtme elektronike e të cilave përfshin d-orbitalet mund të veprojnë edhe si dhurues edhe si pranues i çifteve elektronike. Në këtë rast merret parasysh mekanizmi dhanor i formimit të lidhjes. Një shembull i manifestimit të mekanizmit dativ të formimit të lidhjes është bashkëveprimi i dy atomeve të klorit. Dy atome klori në një molekulë Cl 2 formojnë një lidhje kovalente nëpërmjet një mekanizmi shkëmbimi, duke kombinuar 3 të tyre të paçiftuar r-elektrone. Përveç kësaj, ka mbivendosje 3 r-orbital i atomit Cl-1, i cili ka një palë elektrone, dhe vakant 3 d-orbitalet e atomit Cl-2, si dhe mbivendosja 3 r-orbital i atomit Cl-2, i cili ka një palë elektrone, dhe vakant 3 d-orbitalet e atomit Cl-1. Veprimi i mekanizmit dhanor çon në një rritje të forcës së lidhjes. Prandaj, molekula Cl 2 është më e fortë se molekula F 2, në të cilën lidhje kovalente formohen vetëm nga mekanizmi i shkëmbimit:

Elektronegativiteti (χ)- themelore veti kimike atom, një karakteristikë sasiore e aftësisë së një atomi në një molekulë për të tërhequr çifte elektronike të zakonshme.

Shembulli 1. Krijoni formula elektronike të atomeve në gjendjen bazë për elementët e mëposhtëm: fosfor (15), kalcium (20) dhe titan (22). Numri serial i elementit tregohet në kllapa.

Zgjidhje. Fosfori është në nëngrupin kryesor të grupit të pestë dhe në periudhën e tretë. Numri i përgjithshëm i elektroneve në këtë atom është 15, dhe ato janë të vendosura në tre shtresa elektronike. Dy shtresat e para elektronike të atomit të fosforit janë të mbushura plotësisht (konfigurimi elektronik i atomit Ne: 1s 2 2s 2 2p 6), numri i elektroneve në shtresën e tretë të fosforit është i barabartë me numrin e grupit. Nga këto elektrone, dy janë të vendosura në orbitalin 3s, dhe 3 janë të vendosura në 3p. Kështu, formula elektronike e atomit të fosforit është:

15 Р 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .

Për të përpiluar formulën elektronike të atomit të kalciumit për konfigurim elektronik Atomi Ar (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6) është e nevojshme të shtohen dy elektrone, të cilat ndodhen në orbitalin 4s. Si rezultat, marrim formulën elektronike të mëposhtme:

20 Ca 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .

Elementi titan ndodhet në nëngrupin dytësor të grupit 4 të elementeve dhe në periudhën e katërt. I referohet elementet e tranzicionit të periudhës së katërt, në të cilën është mbushur guaska 3d, në të cilën ka 2 elektrone. Numri i përgjithshëm i elektroneve në një atom titani është 22. Për të përpiluar formulën elektronike të titanit në formula elektronike kalciumi duhet të shtojë dy d-elektrone (3d 2):

22 Ti 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 2 4s 2 .

Shembulli 2. Përcaktoni llojin (s,p,d,f) të elementëve të mëposhtëm: mangan (25), stroncium (38), cerium (58) dhe plumb (82). Numri serial i elementit tregohet në kllapa.

Zgjidhje. Elementet s përfshijnë dy elementët e parë - hidrogjenin dhe heliumin, si dhe elementët e vendosur në nëngrupet kryesore të grupeve 1 dhe 2 të elementeve (nëngrupi i litiumit dhe nëngrupi i beriliumit). Ndër elementët e paraqitur, kjo kategori përfshin stroncium (38). Nëngrupet kryesore të grupit të tretë deri në të tetën përmbajnë p-elemente. Në rastin tonë është plumbi (82). Plug-in dekada të elementeve që formohen nëngrupet dytësore, bëjnë pjesë në llojin e elementeve d. Ndër elementët në shqyrtim, ky lloj përfshin mangan (25). Së fundi, futjet e 14 elementeve të vendosura në periudhën e gjashtë dhe të shtatë, pas lantanumit (57) dhe aktiniumit (89), i përkasin elementeve f. Pra, elementi f është cerium (58). Të dhënat e marra i paraqesim në formë tabele.

Shembulli 3. Radhiti elementet sipas rrezeve në rritje: Mg(12), Al(13), K(19), Ca(20). Numri serial i elementit tregohet në kllapa.

Zgjidhje. Për elementët e nëngrupeve kryesore, rrezet atomike rriten nga lart poshtë. Në periudha, nga e majta në të djathtë, rrezet e atomeve zvogëlohen. Kështu, rrezja më e vogël do të ketë një atom alumini, dhe më i madhi do të ketë një atom kaliumi. Rrezja e një atomi kalciumi është më e vogël se një atom kaliumi, por më shumë se një atom magnezi Si rezultat, marrim seritë e mëposhtme, në të cilat elementët janë të renditur sipas rrezes në rritje: Al(13), Mg(12), Ca(20), K(19).

Shembulli 4. Duke përdorur diagramin Kossel, përcaktoni se cila bazë është më e fortë, CsOH ose Ba(OH) 2.

Zgjidhje. Sipas skemës së Kossel-it, më shumë themel i fortë Rrezja e kationit duhet të jetë më e madhe dhe ngarkesa më e vogël. Në këtë rast grup hidroksil mbahet më pak fort nga kationi dhe lidhja E–OH thyhet më lehtë. Në rastin në shqyrtim, rrezja e jonit Cs + është më e madhe dhe ngarkesa është më e vogël se ajo e jonit Ba 2+. Kështu CsOH është më i fortë se Ba(OH)2.

Shembulli 5. Duke përdorur diagramin Kossel, përcaktoni se cili acid është më i fortë, H 2 S ose H 2 Se.

Zgjidhje. Forca e acideve pa oksigjen rritet me rritjen e rrezes jon negativ, meqenëse joni më i madh e ka më të vështirë të mbajë jonin e hidrogjenit. Meqenëse rrezja e jonit Se 2– është më e madhe se ajo e jonit S 2–, H 2 Se është më e fortë se H 2 S.

Ndër lëndët ushqyese vend i veçantëËshtë fosfori që duhet të ndahet. Në fund të fundit, pa të, ekzistenca e gjërave kaq të rëndësishme jetësore është e pamundur. lidhje të rëndësishme, si ATP ose fosfolipidet, si dhe shumë të tjera, në të njëjtën kohë, inorganikët e këtij elementi janë shumë të pasura me molekula të ndryshme. Fosfori dhe komponimet e tij përdoren gjerësisht në industri dhe janë pjesëmarrës të rëndësishëm proceset biologjike, përdoren më së shumti industri të ndryshme veprimtaria njerëzore. Prandaj, le të shohim se çfarë është këtë element, cila është substanca e saj e thjeshtë dhe përbërjet më të rëndësishme.

Fosfori: karakteristikat e përgjithshme të elementit

Pozicioni në tabela periodike mund të përshkruhet në disa pika.

1. Grupi i pestë, nëngrupi kryesor.
2. Periudha e tretë e vogël.
3. Numri serial - 15.
4. Masa atomike - 30.974.
5. Konfigurimi elektronik i atomit është 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.
6. Gjendjet e mundshme të oksidimit janë nga -3 në +5.
7. Simboli kimik - P, shqiptimi në formula "pe". Emri i elementit është fosfor. Emri latin Fosfori.

Historia e zbulimit të këtij atomi shkon prapa në shekullin e largët të 12-të. Edhe në të dhënat e alkimistëve, kishte informacione që flisnin për prodhimin e një substance të panjohur "shkëlqyese". Sidoqoftë, data zyrtare për sintezën dhe zbulimin e fosforit ishte viti 1669. Tregtari i falimentuar Brand është në kërkim të guri filozofik aksidentalisht u sintetizua një substancë e aftë të lëshojë një shkëlqim dhe të digjet me një flakë të ndritshme, verbuese. Ai e bëri këtë duke kalcinuar në mënyrë të përsëritur urinën e njeriut.

Pas kësaj, ky element u mor në mënyrë të pavarur nga njëri-tjetri duke përdorur përafërsisht të njëjtat metoda:

• I. Kunkel;
• R. Boylem;
• A. Marggraf;
• K. Scheele;
• A. Lavoisier.

Sot, një nga metodat më të njohura të sintetizimit të kësaj substance është reduktimi nga mineralet përkatëse që përmbajnë fosfor në temperatura të larta nën ndikimin e monoksidi i karbonit dhe silicë. Procesi kryhet në furra speciale. Fosfori dhe komponimet e tij janë shumë substanca të rëndësishme si për qeniet e gjalla ashtu edhe për shumë sinteza në industrinë kimike. Prandaj, duhet të kemi parasysh se çfarë është ky element si një substancë e thjeshtë dhe ku gjendet në natyrë.

Substanca e thjeshtë fosfor

Është e vështirë të përmendësh ndonjë lidhje specifike kur po flasim për rreth fosforit. Kjo shpjegohet me numrin e madh modifikimet alotropike, që ka ky element. Ekzistojnë katër lloje kryesore të substancës së thjeshtë fosfor.

1. E bardha. Ky është një përbërës, formula e të cilit është P4. Është një substancë e bardhë e avullueshme me një erë të mprehtë dhe të pakëndshme të hudhrës. Ndizet spontanisht në ajër në temperatura normale. Digjet me një dritë të gjelbër të zbehtë të ndezur. Shumë helmuese dhe kërcënuese për jetën. Aktiviteti kimik është jashtëzakonisht i lartë, kështu që merret dhe ruhet nën një shtresë uji të pastruar. Kjo është e mundur për shkak të tretshmërisë së dobët në tretës polare. Disulfidi i karbonit është më i përshtatshmi për këtë qëllim për fosforin e bardhë dhe lëndë organike. Kur nxehet, mund të shndërrohet në tjetrin formë alotropike- fosfor i kuq. Kur avulli kondensohet dhe ftohet, ai mund të formojë shtresa. I shëndoshë në prekje, i butë, i lehtë për t'u prerë me thikë, të bardhë(pak të verdhë). Pika e shkrirjes 44 0 C. Për shkak të aktivitetit kimik përdoret në sinteza. Por për shkak të toksicitetit të tij, ai nuk përdoret gjerësisht në industri.
2. E verdha. Kjo është një formë e pastruar dobët fosfor i bardhë. Është edhe më helmuese dhe gjithashtu ka erë të pakëndshme të hudhrës. Ai ndizet dhe digjet me një flakë të gjelbër të ndezur të ndezur. Këto kristale të verdha ose kafe nuk treten fare në ujë kur oksidohen plotësisht, ato lëshojnë re tymi i bardhë përbërja P 4 O 10.
3. Fosfori i kuq dhe komponimet e tij janë modifikimi më i zakonshëm dhe më i përdorur i kësaj substance në industri. Masa e kuqe paste, e cila presionin e lartë të gjakut mund të marrë formën e kristaleve të purpurta dhe është kimikisht joaktiv. Ky është një polimer që mund të shpërndahet vetëm në disa metale dhe asgjë tjetër. Në një temperaturë prej 250 0 C ajo sublimohet, duke u kthyer në një modifikim të bardhë. Jo aq helmuese sa format e mëparshme. Megjithatë, me ekspozim të zgjatur ndaj trupit është toksik. Përdoret në aplikimin e veshjes së ndezjes në kuti shkrepsesh. Kjo shpjegohet me faktin se ai nuk mund të ndizet spontanisht, por gjatë denotimit dhe fërkimit shpërthen (ndez).
4. E zezë. Në pamje të kujton shumë grafitin dhe është gjithashtu i yndyrshëm në prekje. Ky është një gjysmëpërçues rrymë elektrike. Kristale të errëta, me shkëlqim, të cilët nuk janë fare në gjendje të treten në asnjë tretës. Që të ndizet, ju duhet shumë temperaturat e larta dhe parangrohja.

Interesante është edhe forma e fosforit e zbuluar së fundmi - metali. Është përçues dhe ka një rrjetë kub kristal.

Vetitë kimike

Vetitë kimike të fosforit varen nga forma në të cilën gjendet. Siç u përmend më lart, e verdha dhe modifikim i bardhë. Në përgjithësi, fosfori është në gjendje të ndërveprojë me:

• metale, duke formuar fosfide dhe duke vepruar si një agjent oksidues;
• jometalet, duke vepruar si një agjent reduktues dhe duke formuar të paqëndrueshme dhe jo të paqëndrueshme komponimet e avullueshme të llojeve të ndryshme;
• agjentë të fortë oksidues, duke u kthyer në acid fosforik;
• me alkale kaustike të përqendruara sipas llojit të disproporcionit;
• me ujë në temperatura shumë të larta;
• me oksigjen për të formuar okside të ndryshme.

Vetitë kimike të fosforit janë të ngjashme me ato të azotit. në fund të fundit, është pjesë e grupit të pniktogjenit. Megjithatë, aktiviteti është disa rend të madhësisë më i lartë, për shkak të shumëllojshmërisë së modifikimeve alotropike.

Të qenit në natyrë

Si element biogjen, fosfori është shumë i zakonshëm. Përqindja e saj në kores së tokësështë 0.09%. Kaq mjafton tregues i madh. Ku gjendet ky atom në natyrë? Ka disa vende kryesore:

• pjesa e gjelbër e bimëve, farat dhe frutat e tyre;
• indet e kafshëve (muskujt, kockat, smalti i dhëmbëve, shumë të rëndësishme komponimet organike);
• korja e tokës;
• tokë;
• shkëmbinj dhe minerale;
• uji i detit.

Në të njëjtën kohë, ne mund të flasim vetëm për forma të lidhura, por jo për një çështje të thjeshtë. Në fund të fundit, ai është jashtëzakonisht aktiv dhe kjo nuk e lejon atë të jetë i lirë. Ndër mineralet më të pasura me fosfor janë:

• anglisht;
• fluoropaptit;
• svanbergite;
• fosforit dhe të tjerë.

Rëndësia biologjike e këtij elementi nuk mund të mbivlerësohet. Në fund të fundit, është pjesë e komponimeve të tilla si:

• proteinat;
• fosfolipide;
• fosfoproteina;
• enzimat.

Kjo është, të gjitha ato që janë vitale dhe nga të cilat është ndërtuar i gjithë trupi. Norma ditore për një të rritur tipik, rreth 2 gram.

Fosfori dhe përbërjet e tij

Si një element shumë aktiv, ky element formon shumë substanca të ndryshme. Në fund të fundit, ajo formon fosfide dhe vetë vepron si një agjent reduktues. Falë kësaj, është e vështirë të përmendet një element që do të ishte inert kur reagonte me të. Prandaj, formulat e përbërjeve të fosforit janë jashtëzakonisht të ndryshme. Mund të citohen disa klasa substancash në formimin e të cilave është pjesëmarrës aktiv.

1. Komponimet binare - oksidet, fosfidet, komponimet e avullueshme të hidrogjenit, sulfide, nitride dhe të tjera. Për shembull: P 2 O 5, PCL 3, P 2 S 3, PH 3 dhe të tjerët.
2. Substancat komplekse: kripërat e të gjitha llojeve (të mesme, acide, bazike, të dyfishta, komplekse), acide. Shembull: H 3 PO 4, Na 3 PO 4, H 4 P 2 O 6, Ca(H 2 PO 4) 2, (NH 4) 2 HPO 4 dhe të tjerë.
3. Komponimet organike që përmbajnë oksigjen: proteina, fosfolipide, ATP, ADN, ARN dhe të tjera.

Shumica e llojeve të caktuara të substancave kanë të rëndësishme industriale dhe rëndësia biologjike. Përdorimi i fosforit dhe përbërjeve të tij është i mundur si për qëllime mjekësore ashtu edhe për prodhimin e sendeve shtëpiake mjaft të zakonshme.

Lidhjet me metalet

Komponimet binare të fosforit me metale dhe jometale më pak elektronegative quhen fosfide. Këto janë substanca të ngjashme me kripën që janë jashtëzakonisht të paqëndrueshme kur ekspozohen ndaj agjentëve të ndryshëm. Edhe uji i zakonshëm shkakton dekompozim të shpejtë (hidrolizë).

Përveç kësaj, nën ndikimin e acideve jo të koncentruar, substanca gjithashtu dekompozohet në produktet përkatëse. Për shembull, nëse flasim për hidrolizën e fosfidit të kalciumit, produktet do të jenë hidroksid metalik dhe fosfinë:

Ca 3 P 2 + 6H 2 O = 3Ca(OH) 2 + 2PH 3

Dhe ekspozimi i fosfidit në dekompozim nën ndikim acid mineral, do të marrim kripë e përshtatshme dhe fosfinë:

Ca 3 P 2 + 6HCL = 3CaCL 2 + 2PH 3

Në përgjithësi, vlera e përbërjeve në shqyrtim qëndron pikërisht në faktin se si rezultat formohet një përbërje hidrogjeni e fosforit, vetitë e të cilit do të diskutohen më poshtë.

Të paqëndrueshmet me bazë fosfori

Ka dy kryesore:

• fosfor i bardhë;
• fosfinë

Ne kemi përmendur tashmë të parën më lart dhe kemi dhënë karakteristikat. Ata thanë se ishte tym i trashë i bardhë, shumë helmues, me erë të pakëndshme dhe vetë-ndizet në kushte normale.

Por çfarë është fosfina? Kjo është substanca më e zakonshme dhe më e njohur e avullueshme, e cila përfshin elementin në fjalë. Është binar, dhe pjesëmarrësi i dytë është hidrogjeni. Formula e përbërjes së hidrogjenit të fosforit është PH 3, emri është fosfinë.

Karakteristikat e kësaj substance mund të përshkruhen si më poshtë.

1. Gaz i paqëndrueshëm pa ngjyrë.
2. Shumë helmuese.
3. Ka erën e peshkut të kalbur.
4. Nuk ndërvepron me ujin dhe tretet shumë dobët në të. I tretshëm mirë në lëndë organike.
5. Në kushte normale është shumë aktiv kimikisht.
6. Vetëndezet në ajër.
7. Formohet gjatë dekompozimit të fosfideve metalike.

Një emër tjetër është fosfan. Me të lidhen histori nga kohërat e lashta. E gjithë kjo është diçka që njerëzit ndonjëherë e panë dhe e shohin tani në varreza dhe këneta. Dritat në formë topi ose qiriri që shfaqen aty-këtu, duke lënë përshtypjen e lëvizjes, konsideroheshin si një ogur i keq dhe kishin shumë frikë nga njerëzit paragjykues. Arsyeja e këtij fenomeni është pamje moderne disa shkencëtarë mund të konsiderohen si djegia spontane e fosfinës, e cila formohet natyrshëm gjatë zbërthimit të mbetjeve organike, si bimore ashtu edhe shtazore. Gazi del jashtë dhe, duke rënë në kontakt me oksigjenin në ajër, ndizet. Ngjyra dhe madhësia e flakës mund të ndryshojnë. Më shpesh, këto janë drita të ndritshme të gjelbërta.

Është e qartë se të gjitha përbërjet e paqëndrueshme të fosforit janë substancave toksike, e cila mund të zbulohet lehtësisht nga një erë e mprehtë e pakëndshme. Kjo shenjë ndihmon për të shmangur helmimet dhe pasojat e pakëndshme.

Komponimet me jometale

Nëse fosfori sillet si një agjent reduktues, atëherë duhet të flasim për përbërjet binare me jometale. Më shpesh, ato rezultojnë të jenë më elektronegative. Pra, mund të dallojmë disa lloje të substancave të këtij lloji:

• një përbërje e fosforit dhe squfurit - sulfur fosfori P 2 S 3;
• klorur fosfori III, V;
• oksidet dhe anhidridet;
• brom dhe jodur dhe të tjerë.

Kimia e fosforit dhe përbërjeve të tij është e larmishme, ndaj është e vështirë të identifikohen më të rëndësishmit prej tyre. Nëse flasim në mënyrë specifike për substancat që formohen nga fosfori dhe jometalet, atëherë vlerën më të lartë kanë okside dhe kloride me përbërje të ndryshme. Ato përdoren në sintezat kimike si agjentë largues të ujit, si katalizatorë, e kështu me radhë.

Pra, një nga agjentët më të fuqishëm të tharjes është më i larti - P 2 O 5. Ai tërheq ujin aq fort sa që në kontakt të drejtpërdrejtë me të, ndodh një reagim i dhunshëm me zhurmë të fortë. Vetë substanca është një masë e bardhë e ngjashme me borën, gjendja e grumbullimit më afër amorfit.

Dihet se kimi organike për nga numri i përbërjeve është shumë më i madh se ai inorganik. Kjo shpjegohet me fenomenin e izomerizmit dhe aftësinë e atomeve të karbonit për t'u formuar të strukturave të ndryshme zinxhirë atomesh që mbyllen me njëri-tjetrin. Natyrisht që ka një rend të caktuar, domethënë klasifikimi të cilit i nënshtrohet e gjithë kimia organike. Klasat e komponimeve janë të ndryshme, megjithatë, ne jemi të interesuar për një të veçantë, të lidhur drejtpërdrejt me elementin në fjalë. Është me fosfor. Këto përfshijnë:

• koenzimat - NADP, ATP, FMN, piridoksal fosfat dhe të tjerë;
• proteinat;
• acidet nukleike, pasi mbetja e acidit fosforik është pjesë e nukleotidit;
• fosfolipide dhe fosfoproteina;
• enzimat dhe katalizatorët.

Lloji i jonit në të cilin fosfori merr pjesë në formimin e molekulës së këtyre përbërjeve është PO 4 3-, domethënë është mbetje acidike e acidit fosforik. Disa proteina e përmbajnë atë si një atom të lirë ose jon të thjeshtë.

Për funksionimin normal të çdo organizmi të gjallë, ky element dhe përbërjet organike që ai formon janë jashtëzakonisht të rëndësishme dhe të nevojshme. Në fund të fundit, pa molekula proteinike është e pamundur të ndërtohet një pjesë e vetme strukturore e trupit. Dhe ADN dhe ARN janë bartësit dhe transmetuesit kryesorë informacione trashëgimore. Në përgjithësi, të gjitha lidhjet duhet të jenë të pranishme.

Aplikimi i fosforit në industri

Përdorimi i fosforit dhe përbërjeve të tij në industri mund të karakterizohet në disa pika.

1. Përdoret në prodhimin e shkrepseve, përbërjeve shpërthyese, bombave ndezëse, disa lloje karburantesh dhe lubrifikantësh.
2. Si një absorbues gazi, dhe gjithashtu në prodhimin e llambave inkandeshente.
3. Për të mbrojtur metalet nga korrozioni.
4. NË bujqësia si plehrat e tokës.
5. Si zbutës uji.
6. Në sintezat kimike në prodhimin e substancave të ndryshme.

Roli i tij në organizmat e gjallë reduktohet në pjesëmarrjen në proceset e formimit të smaltit të dhëmbëve dhe kockave. Pjesëmarrja në reaksionet ana- dhe katabolizmit, si dhe ruajtja e kapacitetit buferik mjedisi i brendshëm qelizat dhe lëngjet biologjike. Është baza për sintezën e ADN-së, ARN-së dhe fosfolipideve.

Detyrat për vetëekzekutim

1. Rregulloni artikujt e mëposhtëm në rend rritës reduktimin e vetive: fosfor, magnez, klor.

2. Renditni sipas radhës së dobësimit të vetive jometalike këto substanca: antimoni, bismut, silic, fosfor.

3. Tregoni cili nga dy acidet është më i fortë (shpjegoni përgjigjen tuaj):

a) H 2 Se ose H 2 Te b) H 2 CrO 4 ose HMnO 4

4. Për elementët me numra atomik 33, 37, 17, 31, 41, përpiloni formula për oksidin më të lartë, hidroksid më të lartë dhe tregoni natyrën e tyre. Emërtoni gjendjet më të larta dhe më të ulëta të mundshme të oksidimit.

5. Krijoni formula për përbërjet me hidrogjen të elementeve, nëse dihen formulat e tyre oksidet më të larta:

a) E 2 O b) E 2 O 5 c) EO d) E 2 O 3 e) EO 3

6. Jepni përshkrim i plotë elementet me numër 42 dhe 35.

STRUKTURA ATOMIKE.

RREGULLIMI I ELEKTRONEVE SIPAS NIVELEVE TË ENERGJISË

Atomi i një elementi kimikështë një sistem elektrikisht neutral i përbërë nga një bërthamë e ngarkuar pozitivisht, në të cilën është e përqendruar pothuajse e gjithë masa e atomit dhe elektronet që ndodhen pranë bërthamës.

Numri atomik (ose atomik). elementi tregon ngarkesën e bërthamës së një atomi. Në këtë kuptimi fizik numri atomik i elementit.

Në një atom, numri i protoneve që përcaktojnë ngarkesën e bërthamës atomike dhe numri i elektroneve janë të njëjta. Kjo përcakton neutralitetin elektrik të atomit.

Numri masiv - numri i përgjithshëm i protoneve dhe neutroneve në bërthamë.

Elementi kimik - Ky është një lloj atomi me të njëjtën ngarkesë bërthamore. Ngarkesa bërthamore është karakteristika kryesore e një atomi të një elementi kimik.

Izotopet– atomet e një elementi kimik (që ka të njëjtën pagesë bërthamat atomike), por të ndryshme në numër në masë.

Masa atomike relative është mesatarja aritmetike e numrit të masës së të gjithë izotopeve të një elementi kimik të caktuar.

Detyra 1. Përcaktoni numrin e protoneve, neutroneve dhe elektroneve në një atom të izotopit të fosforit 31 R.

Në tabelën periodike të elementeve kimike D.I. Fosfori i Mendelejevit (PS) ka numri atomik 15. Prandaj. Ngarkesa kryesore e tij është +15. Kjo do të thotë se ka 15 protone në bërthamë, numri total Ka 15 elektrone në një atom. Numri i neutroneve është N = 31-15 = 16.

Nga ide moderne një elektron në një atom ka një natyrë të dyfishtë (një grimcë dhe një valë në të njëjtën kohë). Elektroni nuk ka një koordinatë specifike në hapësirë ​​dhe nuk lëviz përgjatë një trajektoreje. Ata flasin për praninë e tij probabiliste në çdo pikë të hapësirës.

Re elektronike (orbitale) - rajoni i hapësirës rreth bërthamës në të cilin ka më shumë gjasa të gjendet një elektron. Gjendja e elektroneve në një atom përshkruhet nga grupi numrat kuantikë. Për çdo elektron të një atomi të caktuar, grupi i 4 numrave kuantikë është individual.

Numrat kuantikë.

1. Numri kuantik kryesor(n) karakterizon energjinë e elektronit dhe distancën e tij nga bërthama. Elektrone me sasi të barabartë energjie dhe po aq të largëta nga bërthama kombinohen në një niveli i energjisë.

n = 1, 2, 3 … 7 se më pak vlerë n, sa më afër të jetë elektroni me bërthamën, aq më fort tërhiqet nga bërthama, rezerva e energjisë e elektroneve të tilla është minimale. Vlera numerike n është e barabartë me numrin niveli i energjisë, mbi të cilin mund të vendoset një elektron.

N = 2 n 2, ku N është numri maksimal elektronet

Kur n = 1 N= 2

n= 3 N=18, etj.

2. Numri kuantik orbital (anësor).(l) - përshkruan formën e orbitalit elektronik. Nëse orbitalja është sferike, ajo quhet orbitale s, nëse është në formë trapi, quhet orbitale p. Edhe më shumë forma komplekse quhen d-orbitale dhe f-orbitale.

O s-orbitale ∞ -p-orbitale

Elektronet me të njëjtën sasi energjie mund të zënë një rajon me formë të ndryshme të hapësirës, ​​në këtë rast ata flasin për nënniveli(s, p, d, f - nënnivelet).

3. Numri kuantik magnetik(m l) - karakterizon orientimin e orbitalit në hapësirë:

Gjithmonë ekziston një orbital S, pasi rrotullimi i tij është hapësirë ​​tredimensionale nuk çon në ndryshim të vendndodhjes.

P-habitatet mund të orientohen përgjatë akseve x, y, z. Rrjedhimisht, ato mund të vendosen në një nga tre pozicionet pingule reciproke.

Janë 5 orbitale D (të orientuara ndryshe në hapësirë), duhet të ketë 7 f-orbitale, etj.

Në diagram do të tregojmë secilën prej orbitaleve të mundshme me një drejtkëndësh □ ose një vizë -.

4. Numri kuantik i rrotullimit(m s) – përshkruan rrotullimin e elektroneve rreth boshtit të tij (në drejtim të akrepave të orës ose në të kundërt). Në diagram, rrotullime të ndryshme të elektroneve tregohen me shigjeta ose ↓.

Parimet e mbushjes së orbitaleve të elektroneve:

1. Një orbital nuk mund të përmbajë më shumë se dy elektrone.

2. Me rastin e mbushjes së orbitaleve të një nënniveli, gjendja më e qëndrueshme është ajo në të cilën numri i elektroneve të paçiftuara është më i madh.

(drejtimi i rrotullimit të elektroneve është i njëjtë).

3. Rendi i plotësimit të nënniveleve përcaktohet nga parimi