Zawalić się

Karmienie piersią

Prawo okresowe D. I. Mendelejewa. Wzajemne powiązania elementów. Prawo okresowe Mendelejewa, sformułowanie historyczne i współczesne. Fizyczne znaczenie numeru seryjnego elementu. Zjawisko okresowości i budowa elektronowa atomów Fizyczne znaczenie grup

Karmienie piersią – 16.01.2024

Pojęcie pierwiastków jako substancji pierwotnych sięga czasów starożytnych i stopniowo zmieniając się i udoskonalając, dotarło do naszych czasów. Założycielami poglądów naukowych na pierwiastki chemiczne są R. Boyle (VII w.), M.V. Łomonosow (XVIII w.) i Dalton (XIX w.).
Na początku XIX wieku. Znanych było około 30 pierwiastków, do połowy XIX w. – około 60. W miarę narastania liczby pierwiastków pojawiał się problem ich usystematyzowania. Takie próby przed D.I. Mendelejew miał nie mniej niż pięćdziesiąt lat; Systematyzacja opierała się na: masie atomowej (obecnie zwanej masą atomową), równoważniku chemicznym i wartościowości. Podchodząc metafizycznie do klasyfikacji pierwiastków chemicznych, próbując usystematyzować jedynie znane wówczas pierwiastki, żaden z poprzedników D.I. Mendelejewa nie potrafił odkryć uniwersalnych powiązań pierwiastków ani stworzyć jednego harmonijnego układu odzwierciedlającego prawo rozwoju materii. Ten ważny dla nauki problem został znakomicie rozwiązany w 1869 roku przez wielkiego rosyjskiego naukowca D.I. Mendelejewa, który odkrył prawo okresowości.
Systematyzacja Mendelejewa opierała się na: a) masie atomowej i b) podobieństwie chemicznym między pierwiastkami. Najbardziej uderzającym wyrazem podobieństwa właściwości pierwiastków jest ich identyczna najwyższa wartościowość. Zarówno masa atomowa (masa atomowa), jak i najwyższa wartościowość pierwiastka są stałymi ilościowymi, numerycznymi, wygodnymi do usystematyzowania.
Układając w rzędzie wszystkie 63 znane wówczas pierwiastki według rosnących mas atomowych, Mendelejew zauważył okresową powtarzalność właściwości pierwiastków w nierównych odstępach czasu. W rezultacie Mendelejew stworzył pierwszą wersję układu okresowego.
Regularny charakter zmian mas atomowych pierwiastków wzdłuż pionów i poziomów stołu, a także utworzone w nim puste przestrzenie, pozwolił Mendelejewowi odważnie przewidzieć obecność w przyrodzie szeregu pierwiastków, które nie były jeszcze znane ówczesnej nauce, a nawet nakreślić ich masy atomowe i podstawowe właściwości na podstawie oczekiwanych pozycji elementów w tabeli. Można tego było dokonać jedynie w oparciu o system obiektywnie odzwierciedlający prawo rozwoju materii. Istotę prawa okresowego sformułował D.I. Mendelejew w 1869 r.: „Właściwości prostych ciał, a także formy i właściwości związków pierwiastków są okresowo zależne od wielkości mas atomowych (masy) pierwiastków. ”

Układ okresowy pierwiastków.
W 1871 r. D.I. Mendelejew podaje drugą wersję układu okresowego (tzw. krótką formę układu okresowego), w której identyfikuje różne stopnie powiązania między pierwiastkami. Ta wersja systemu umożliwiła Mendelejewowi przewidzenie istnienia 12 pierwiastków i opisanie właściwości trzech z nich z bardzo dużą dokładnością. W okresie od 1875 do 1886 r. odkryto te trzy pierwiastki i ujawniono całkowitą zbieżność ich właściwości z przewidywanymi przez wielkiego rosyjskiego naukowca. Pierwiastki te otrzymały następujące nazwy: skand, gal, german. Następnie prawo okresowe zyskało powszechne uznanie za obiektywne prawo natury i obecnie stanowi podstawę chemii, fizyki i innych nauk przyrodniczych.

Układ okresowy pierwiastków chemicznych jest graficznym przedstawieniem prawa okresowego. Wiadomo, że wiele praw, oprócz sformułowań słownych, można przedstawić graficznie i wyrazić we wzorach matematycznych. Jest to również prawo okresowości; tylko związane z nim prawa matematyczne, które zostaną omówione poniżej, nie są jeszcze zjednoczone ogólną formułą. Znajomość układu okresowego ułatwia studiowanie chemii ogólnej.
Konstrukcja współczesnego układu okresowego w zasadzie niewiele różni się od wersji z 1871 r. Symbole pierwiastków układu okresowego są ułożone w kolumnach pionowych i poziomych. Prowadzi to do unifikacji elementów w grupy, podgrupy, okresy. Każdy element zajmuje określoną komórkę w tabeli. Wykresy pionowe to grupy (i podgrupy), wykresy poziome to okresy (i serie).

Według grupy to zbiór pierwiastków o tej samej wartościowości tlenu. Ta najwyższa wartościowość jest określona przez numer grupy. Ponieważ suma najwyższych wartościowości tlenu i wodoru dla pierwiastków niemetalicznych wynosi osiem, łatwo jest określić wzór najwyższego związku wodoru na podstawie numeru grupy. Tak więc dla fosforu - pierwiastka piątej grupy - najwyższa wartościowość tlenu wynosi pięć, wzór najwyższego tlenku to P2O5, a wzór związku z wodorem to PH3. Dla siarki, pierwiastka z szóstej grupy, wzór najwyższego tlenku to SO3, a wzór najwyższego związku z wodorem to H2S.
Niektóre elementy mają wyższą wartościowość, która nie jest równa ich numerowi grupy. Takimi wyjątkami są miedź Cu, srebro Ag, złoto Au. Należą do pierwszej grupy, ale ich wartościowość waha się od jednego do trzech. Istnieją na przykład związki: CuO; Temu; Cu2O3; Au2O3. Tlen zalicza się do grupy szóstej, choć prawie nigdy nie spotyka się jego związków o wartościowości większej niż dwa. Fluor P, pierwiastek z grupy VII, jest jednowartościowy w swoich najważniejszych związkach; Brom Br, pierwiastek z grupy VII, jest maksymalnie pięciowartościowy. Szczególnie wiele wyjątków jest w grupie VIII. Występują w nim tylko dwa pierwiastki: ruten Ru i osm Os wykazują wartościowość 8, ich wyższe tlenki mają wzory RuO4 i OsO4. Wartościowość pozostałych pierwiastków z grupy VIII jest znacznie niższa.
Początkowo układ okresowy Mendelejewa składał się z ośmiu grup. Pod koniec XIX wieku. Odkryto pierwiastki obojętne przewidziane przez rosyjskiego naukowca N.A. Morozowa, a układ okresowy uzupełniono dziewiątą grupą - liczbą zero. Obecnie wielu naukowców uważa za konieczny powrót do ponownego podziału wszystkich pierwiastków na 8 grup. Dzięki temu system jest bardziej harmonijny; Z perspektywy grup oktetów (ośmiu) niektóre zasady i prawa stają się jaśniejsze.

Elementy grupowe są rozmieszczone według podgrupy. Podgrupa łączy elementy danej grupy, które są bardziej podobne pod względem właściwości chemicznych. Podobieństwo to polega na analogii w budowie powłok elektronicznych atomów pierwiastków. W układzie okresowym symbole pierwiastków każdej podgrupy są ułożone ściśle pionowo.
Pierwsze siedem grup ma jedną podgrupę główną i jedną podgrupę drugorzędną; w ósmej grupie znajduje się jedna podgrupa główna, elementy „obojętne” i trzy drugorzędne. Nazwę każdej podgrupy podaje się zwykle poprzez nazwę najwyższego pierwiastka, np.: podgrupa litu (Li-Na-K-Rb-Cs-Fr), podgrupa chromu (Cr-Mo-W). podgrupa to analogi chemiczne, elementy różnych podgrup tej samej grupy czasami bardzo różnią się swoimi właściwościami. Wspólną właściwością pierwiastków podgrup głównych i drugorzędnych tej samej grupy jest w zasadzie jedynie ich identyczna najwyższa wartościowość tlenu. Zatem mangan Mn i chlor C1, znajdujące się w różnych podgrupach grupy VII, pod względem chemicznym nie mają prawie nic wspólnego: mangan jest metalem, chlor jest typowym niemetalem. Jednakże wzory ich wyższych tlenków i odpowiednich wodorotlenków są podobne: Mn2O7 - Cl2O7; НМnО4 - НС1О4.
Układ okresowy ma dwa poziome rzędy po 14 pierwiastków znajdujących się poza grupami. Zwykle umieszcza się je na dole stołu. Jedna z tych serii składa się z pierwiastków zwanych lantanowcami (dosłownie: jak lantan), druga seria składa się z pierwiastków zwanych aktynowcami (dosłownie: jak aktyn). Symbole aktynowców znajdują się poniżej symboli lantanowców. Układ ten ujawnia 14 krótszych podgrup, składających się z 2 elementów każda: są to drugie podgrupy drugorzędne, czyli lantanowce-aktynowce.
Na podstawie tego wszystkiego, co zostało powiedziane, wyróżniają: a) podgrupy główne, b) podgrupy drugorzędne i c) podgrupy drugorzędne (lantanowce-aktynowce).

Należy wziąć pod uwagę, że niektóre główne podgrupy różnią się także między sobą budową atomów swoich pierwiastków. Na tej podstawie wszystkie podgrupy układu okresowego można podzielić na 4 kategorie.
I. Główne podgrupy grup I i II (podgrupy litu i berylu).
II. Sześć głównych podgrup III - IV - V - VI - VII - VIII (podgrupy boru, węgla, azotu, tlenu, fluoru i neonu).
III. Dziesięć podgrup bocznych (jedna w grupach I - VII i trzy w grupie VIII). JFC,
IV. Czternaście podgrup lantanowców i aktynowców.
Liczby podgrup tych 4 kategorii tworzą ciąg arytmetyczny: 2-6-10-14.
Należy zauważyć, że najwyższy element dowolnej głównej podgrupy znajduje się w okresie 2; górny element dowolnego elementu bocznego - w czwartym okresie; najwyższy element dowolnej podgrupy lantanowców i aktynowców - w 6. okresie. Zatem z każdym nowym parzystym okresem układu okresowego pojawiają się nowe kategorie podgrup.
Każdy element, oprócz tego, że znajduje się w tej czy innej grupie i podgrupie, znajduje się również w jednym z siedmiu okresów.
Okres to sekwencja pierwiastków, podczas której ich właściwości zmieniają się w kolejności stopniowego intensyfikacji od typowo metalicznych do typowo niemetalicznych (metaloidów). Każdy okres kończy się elementem obojętnym. W miarę osłabiania się właściwości metalicznych pierwiastków zaczynają pojawiać się i stopniowo wzrastać właściwości niemetaliczne; w środku okresów zwykle występują pierwiastki, które łączą w takim czy innym stopniu właściwości metaliczne i niemetaliczne. Pierwiastki te są często nazywane amfoterycznymi.

Skład okresów.
Okresy nie są jednolite pod względem liczby zawartych w nich elementów. Pierwsze trzy nazywane są małymi, pozostałe cztery nazywane są dużymi. Na ryc. Rycina 8 przedstawia skład okresów. Liczbę elementów w dowolnym okresie wyraża się wzorem 2n2, gdzie n jest liczbą całkowitą. Okresy 2 i 3 zawierają po 8 elementów; w 4 i 5 - po 18 elementów; w 6-32 elementach; w 7, który nie został jeszcze ukończony, jest 18 elementów, choć teoretycznie powinno być też 32 elementy.
Oryginał I okres. Zawiera tylko dwa pierwiastki: wodór H i hel He. Przejście właściwości z metalicznych na niemetaliczne następuje tutaj w jednym typowo amfoterycznym pierwiastku – wodorze. Ten ostatni pod względem nieodłącznych właściwości metalicznych stoi na czele podgrupy metali alkalicznych, a pod względem nieodłącznych właściwości niemetalicznych stoi na czele podgrupy halogenów. Dlatego wodór często umieszczany jest w układzie okresowym dwukrotnie – w grupach 1 i 7.

Różny skład ilościowy okresów prowadzi do ważnej konsekwencji: sąsiednie elementy małych okresów, na przykład węgiel C i azot N, różnią się stosunkowo gwałtownie od siebie właściwościami: sąsiednie elementy dużych okresów, na przykład ołów Pb i bizmut Bi, są znacznie bliższe sobie właściwości, ponieważ zmiana charakteru pierwiastków w długich okresach następuje w małych skokach. W niektórych obszarach o długich okresach następuje nawet tak powolny spadek metaliczności, że pobliskie pierwiastki okazują się bardzo podobne pod względem właściwości chemicznych. Jest to na przykład triada pierwiastków czwartego okresu: żelazo Fe – kobalt Ko – nikiel Ni, którą często nazywa się „rodziną żelaza”. Podobieństwo poziome (analogia pozioma) nakłada się tu nawet na podobieństwo wertykalne (analogia pionowa); Zatem pierwiastki podgrupy żelaza - żelazo, ruten, osm - są do siebie mniej podobne chemicznie niż elementy „rodziny żelaza”.
Najbardziej uderzającym przykładem analogii poziomej są lantanowce. Wszystkie są chemicznie podobne do siebie i do lantanu La. W naturze występują w grupach, trudnych do rozdzielenia, typowa najwyższa wartościowość większości z nich to 3. Lantanowce mają szczególną wewnętrzną okresowość: co ósma z nich, w kolejności ułożenia, powtarza w pewnym stopniu właściwości i stany walencyjne z pierwszego, tj. ten, od którego rozpoczyna się odliczanie. Zatem terb Tb jest podobny do ceru Ce; lutet Lu - do gadolinu Gd.
Aktynowce są podobne do lantanowców, ale ich pozioma analogia jest znacznie mniej wyraźna. Najwyższa wartościowość niektórych aktynowców (na przykład uranu U) sięga sześciu. Zasadniczo możliwa między nimi okresowość wewnętrzna nie została jeszcze potwierdzona.

Układ pierwiastków w układzie okresowym. Prawo Moseleya.

D.I. Mendelejew ułożył pierwiastki w określonej kolejności, zwanej czasem „szeregiem Mendelejewa”. Ogólnie rzecz biorąc, ta kolejność (numeracja) wiąże się ze wzrostem mas atomowych pierwiastków. Czasami jednak zdarza się logiczny przebieg zmiany wartościowości są sprzeczne z przebiegiem zmian mas atomowych. W takich przypadkach konieczność preferowania jednej z tych dwóch zasad systematyzacji D. I. Mendelejew w niektórych przypadkach naruszyła zasadę rozmieszczenia pierwiastków o rosnących masach atomowych i oparł się na analogii chemicznej między pierwiastkami. Gdyby Mendelejew umieścił nikiel Ni przed kobaltem Co, jod I przed tellurem Te, wówczas pierwiastki te dzieliłyby się na podgrupy i grupy, które nie odpowiadają ich właściwościom i najwyższej wartościowości.
W 1913 roku angielski naukowiec G. Moseley badając widma promieni rentgenowskich różnych pierwiastków zauważył wzór łączący liczbę pierwiastków w układzie okresowym Mendelejewa z długością fali tych promieni wynikającą z naświetlania niektórych pierwiastków przez chmury katodowe. Okazało się, że pierwiastki kwadratowe odwrotności długości fal tych promieni są liniowo powiązane z numerami seryjnymi odpowiednich pierwiastków. Prawo G. Moseleya umożliwiło weryfikację poprawności „szeregu Mendelejewa” i potwierdziło jego nieskazitelność.
Niech poznamy np. wartości elementów nr 20 i nr 30, których numeracja w systemie nie budzi naszych wątpliwości. Wartości te są powiązane ze wskazanymi liczbami zależnością liniową. Aby sprawdzić np. poprawność liczby przypisanej kobaltowi (27) i sądząc po masie atomowej, liczbą tą powinien być nikiel, naświetla się go promieniami katodowymi: w rezultacie z kobaltu uwalniane jest promieniowanie rentgenowskie . Rozkładając je na odpowiednich siatkach dyfrakcyjnych (kryształach), otrzymujemy widmo tych promieni i wybierając najczystszą z linii widmowych, mierzymy długość fali () promienia odpowiadającej tej linii; następnie wykreślamy wartość na rzędnej. Z powstałego punktu A rysujemy prostą równoległą do osi odciętych, aż przetnie się ona z wcześniej zidentyfikowaną linią prostą. Z punktu przecięcia B obniżamy prostopadłą do odciętej: dokładnie wskaże nam liczbę kobaltu równą 27. W ten sposób układ okresowy pierwiastków D. I. Mendelejewa - owoc logicznych wniosków naukowca - otrzymał potwierdzenie eksperymentalne.

Nowoczesne sformułowanie prawa okresowości. Fizyczne znaczenie numeru seryjnego elementu.

Po pracach G. Moseleya masa atomowa pierwiastka stopniowo zaczęła oddawać swoją nadrzędną rolę nowemu, jeszcze nie jasnemu w swoim wewnętrznym (fizycznym) znaczeniu, ale wyraźniejszej stałej - porządkowej lub, jak teraz nazywają to liczba atomowa pierwiastka. Fizyczne znaczenie tej stałej zostało odkryte w 1920 roku przez pracę angielskiego naukowca D. Chadwicka. D. Chadwick ustalił eksperymentalnie, że liczba atomowa pierwiastka jest liczbowo równa dodatniemu ładunkowi Z jądra atomu tego pierwiastka, czyli liczbie protonów w jądrze. Okazało się, że D.I. Mendelejew, sam tego nie podejrzewając, ułożył pierwiastki w kolejności dokładnie odpowiadającej wzrostowi ładunku jąder ich atomów.
W tym czasie ustalono również, że atomy tego samego pierwiastka mogą różnić się między sobą masą; takie atomy nazywane są izotopami. Przykładem mogą być atomy: i . W układzie okresowym izotopy tego samego pierwiastka zajmują jedną komórkę. W związku z odkryciem izotopów wyjaśniono pojęcie pierwiastka chemicznego. Obecnie pierwiastek chemiczny to rodzaj atomów, które mają ten sam ładunek jądrowy – taką samą liczbę protonów w jądrze. Wyjaśniono także sformułowanie prawa okresowości. Współczesne sformułowanie tego prawa stanowi: właściwości pierwiastków i ich związków okresowo zależą od wielkości i ładunku jąder ich atomów.
Inne cechy pierwiastków związane ze strukturą zewnętrznych warstw elektronowych atomów, objętością atomową, energią jonizacji i innymi właściwościami również ulegają okresowym zmianom.

Układ okresowy i budowa powłok elektronowych atomów pierwiastków.

Następnie stwierdzono, że nie tylko numer seryjny elementu ma głębokie znaczenie fizyczne, ale także inne pojęcia omówione wcześniej wcześniej również stopniowo nabywały znaczenie fizyczne. Na przykład numer grupy, wskazujący najwyższą wartościowość pierwiastka, ujawnia w ten sposób maksymalną liczbę elektronów w atomie danego pierwiastka, które mogą uczestniczyć w tworzeniu wiązania chemicznego.
Numer okresu okazał się z kolei powiązany z liczbą poziomów energii występujących w powłoce elektronowej atomu pierwiastka danego okresu.
I tak np. „współrzędne” cyny Sn (numer seryjny 50, okres 5, główna podgrupa grupy IV) oznaczają, że w atomie cyny znajduje się 50 elektronów, są one rozłożone na 5 poziomach energetycznych, tylko 4 elektrony to wartościowość .
Fizyczny sens znajdowania elementów w podgrupach różnych kategorii jest niezwykle istotny. Okazuje się, że dla pierwiastków znajdujących się w podgrupach kategorii I kolejny (ostatni) elektron znajduje się na podpoziomie s poziomu zewnętrznego. Elementy te należą do rodziny elektroniki. W przypadku atomów pierwiastków znajdujących się w podgrupach kategorii II następny elektron znajduje się na podpoziomie p poziomu zewnętrznego. Są to elementy rodziny elektronów „p”. Zatem kolejny 50. elektron w atomach cyny znajduje się na podpoziomie p zewnętrznego, czyli 5. poziomie energetycznym.
Dla atomów pierwiastków podgrup kategorii III kolejny elektron znajduje się na podpoziomie d, ale już przed poziomem zewnętrznym są to elementy rodziny elektronów „d”. W atomach lantanowców i aktynowców następny elektron znajduje się na podpoziomie f, przed poziomem zewnętrznym. To elementy rodziny elektroniki „f”.
Nie jest zatem przypadkiem, że numery podgrup tych 4 kategorii wymienionych powyżej, czyli 2-6-10-14, pokrywają się z maksymalną liczbą elektronów w podpoziomach s-p-d-f.
Okazuje się jednak, że można rozwiązać kwestię kolejności wypełniania powłoki elektronowej i wyprowadzić wzór elektroniczny dla atomu dowolnego pierwiastka na podstawie układu okresowego, który z wystarczającą przejrzystością wskazuje poziom i podpoziom każdego kolejny elektron. Układ okresowy wskazuje także rozmieszczenie pierwiastków jeden po drugim na okresy, grupy, podgrupy oraz rozkład ich elektronów pomiędzy poziomami i podpoziomami, ponieważ każdy pierwiastek ma swój własny, ostatni elektron, który go charakteryzuje. Jako przykład przyjrzyjmy się zestawieniu elektronicznego wzoru na atom pierwiastka cyrkonu (Zr). Układ okresowy podaje wskaźniki i „współrzędne” tego pierwiastka: numer seryjny 40, okres 5, grupa IV, podgrupa wtórna. Pierwsze wnioski: a) w sumie jest 40 elektronów, b) te 40 elektronów jest rozmieszczonych przy pięciu energiach. poziomy; c) z 40 elektronów tylko 4 to wartościowość, d) kolejny 40-ty elektron wszedł do podpoziomu d przed zewnętrznym, tj. czwartym poziomem energetycznym. Podobne wnioski można wyciągnąć w odniesieniu do każdego z 39 pierwiastków poprzedzających cyrkon, tylko wskaźniki i współrzędne będą za każdym razem inne.
Dlatego technika metodologiczna zestawiania wzorów elektronicznych pierwiastków w oparciu o układ okresowy polega na tym, że sekwencyjnie rozważamy powłokę elektronową każdego elementu na drodze do danego elementu, identyfikując na podstawie jego „współrzędnych”, dokąd udał się jego następny elektron w powłoce.
Pierwsze dwa pierwiastki pierwszego okresu, wodór H i hel He, należą do rodziny s. Dwa z ich elektronów wchodzą na podpoziom s pierwszego poziomu. Zapisujemy: Tutaj kończy się pierwszy okres, pierwszy poziom energii również. Kolejne dwa pierwiastki w kolejności drugiego okresu – lit Li i beryl Be, znajdują się w głównych podgrupach grup I i II. Są to również elementy s. Ich kolejne elektrony będą zlokalizowane na podpoziomie 2 poziomu. Zapisujemy 6 pierwiastków drugiego okresu z rzędu: bor B, węgiel C, azot N, tlen O, fluor F i neon Ne. W zależności od umiejscowienia tych pierwiastków w głównych podgrupach grup III - Vl, ich kolejne elektrony spośród sześciu będą zlokalizowane na podpoziomie p drugiego poziomu. Zapisujemy: Neon elementu obojętnego kończy drugi okres, kończy się także drugi poziom energii. Po niej następują dwa pierwiastki trzeciego okresu głównych podgrup grup I i II: sód Na i magnez Mg. Są to pierwiastki s, których kolejne elektrony znajdują się na podpoziomie s 3. poziomu. Następnie występuje sześć pierwiastków 3. okresu: glin Al, krzem Si, fosfor P, siarka S, chlor C1, argon Ar. W zależności od umiejscowienia tych pierwiastków w głównych podgrupach grup III - UI, ich kolejne elektrony, spośród sześciu, będą zlokalizowane na podpoziomie p 3. poziomu - Pierwiastek obojętny argon zakończył 3. okres, ale Trzeci poziom energii nie został jeszcze ukończony, dopóki na trzecim możliwym podpoziomie d nie ma elektronów.
Następnie następują 2 elementy czwartego okresu głównych podgrup grup I i II: potas K i wapń Ca. To znowu s-elementy. Ich kolejne elektrony będą na podpoziomie s, ale już na poziomie 4. energetycznie korzystniejsze jest, aby te kolejne elektrony zaczęły wypełniać czwarty poziom, który jest bardziej oddalony od jądra, niż wypełniać podpoziom 3d. Zapisujemy: Następujące dziesięć pierwiastków czwartego okresu od nr 21 skandu Sc do nr 30 cynku Zn znajduje się w podgrupach wtórnych III - V - VI - VII - VIII - I - II. Ponieważ wszystkie są pierwiastkami d, ich kolejne elektrony znajdują się na podpoziomie d przed poziomem zewnętrznym, tj. Trzecim od jądra. Zapisujemy:
Następujące sześć pierwiastków IV okresu: gal Ga, german Ge, arsen As, selen Se, brom Br, krypton Kr - znajdują się w głównych podgrupach grup III - VIIJ. Ich kolejnych 6 elektronów znajduje się na podpoziomie p zewnętrznego, tj. na poziomie 4: brane są pod uwagę elementy 3b; czwarty okres uzupełnia obojętny pierwiastek krypton; Trzeci poziom energii jest również ukończony. Jednak na poziomie 4 tylko dwa podpoziomy są całkowicie wypełnione: s i p (spośród 4 możliwych).
Po nim następują 2 elementy 5. okresu głównych podgrup grup I i II: nr 37 rubid Rb i nr 38 stront Sr. Są to elementy rodziny s, a ich kolejne elektrony znajdują się na podpoziomie s 5 poziomu: Ostatnie 2 pierwiastki - nr 39 itr YU nr 40 cyrkon Zr - znajdują się już w podgrupach wtórnych, tj. należą do do rodziny D. Ich kolejne dwa elektrony trafią na podpoziom d, przed zewnętrznym, tj. Poziom 4 Podsumowując wszystkie zapisy po kolei, tworzymy wzór elektroniczny na atom cyrkonu nr 40. Wyprowadzony wzór elektroniczny na atom cyrkonu można nieznacznie zmodyfikować, układając podpoziomy w kolejności numeracji ich poziomów:

Wyprowadzony wzór można oczywiście uprościć do rozkładu elektronów jedynie pomiędzy poziomami energetycznymi: Zr – 2|8| 18 |8 + 2| 2 (strzałka wskazuje punkt wejścia następnego elektronu; elektrony walencyjne są podkreślone). Fizyczne znaczenie kategorii podgrup polega nie tylko na różnicy w miejscu, w którym kolejny elektron wchodzi do powłoki atomu, ale także na poziomach, na których znajdują się elektrony walencyjne. Z porównania uproszczonych wzorów elektronicznych, na przykład chlor (3. okres, główna podgrupa grupy VII), cyrkon (5. okres, wtórna podgrupa grupy IV) i uran (7. okres, podgrupa lantanowo-aktynowców)
№17, С1-2|8|7
nr 40, Zr - 2|8|18|8+ 2| 2
nr 92, U - 2|8|18 | 32 |18 + 3|8 + 1|2
Można zauważyć, że dla elementów dowolnej podgrupy głównej wartościowością mogą być tylko elektrony poziomu zewnętrznego (s i p). W przypadku elementów podgrup bocznych elektronami walencyjnymi mogą być elektrony poziomu zewnętrznego i częściowo przedzewnętrznego (s i d). W lantanowcach, a zwłaszcza aktynowcach, elektrony walencyjne mogą być zlokalizowane na trzech poziomach: zewnętrznym, przedzewnętrznym i przedzewnętrznym. Zazwyczaj całkowita liczba elektronów walencyjnych jest równa liczbie grupy.

Właściwości elementu. Energia jonizacji. Energia powinowactwa elektronów.

Badanie porównawcze właściwości pierwiastków przeprowadza się w trzech możliwych kierunkach układu okresowego: a) poziomym (według okresu), b) pionowym (według podgrup), c) ukośnym. Aby uprościć nasze rozumowanie, wykluczymy okres 1, niedokończony okres 7, a także całą grupę VIII. Pozostanie główny równoległobok układu, w którego lewym górnym rogu znajdzie się lit Li (nr 3), w lewym dolnym - cez Cs (nr 55). W prawym górnym rogu - fluor F (nr 9), w prawym dolnym rogu - astat At (nr 85).
kierunki. W kierunku poziomym od lewej do prawej objętości atomów stopniowo się zmniejszają; następuje na skutek wpływu wzrostu ładunku jądra na powłokę elektronową. W kierunku pionowym od góry do dołu, w wyniku zwiększania liczby poziomów, stopniowo zwiększają się objętości atomów; wzdłuż kierunku ukośnego - znacznie mniej wyraźnie określone i krótsze - pozostają blisko. Są to ogólne schematy, od których jak zawsze zdarzają się wyjątki.
W głównych podgrupach wraz ze wzrostem objętości atomów, czyli od góry do dołu, odłączanie elektronów zewnętrznych staje się łatwiejsze, a dodawanie nowych elektronów do atomów staje się trudniejsze. Oddawanie elektronów charakteryzuje tzw. siłę redukującą pierwiastków, szczególnie typową dla metali. Dodatek elektronów charakteryzuje się zdolnością utleniającą, typową dla niemetali. W konsekwencji, od góry do dołu w głównych podgrupach, wzrasta zdolność redukcyjna atomów pierwiastków; Zwiększają się również właściwości metaliczne prostych ciał odpowiadających tym pierwiastkom. Zmniejsza się zdolność utleniania.
Od lewej do prawej w poszczególnych okresach wzór zmian jest odwrotny: zdolność redukcyjna atomów pierwiastków maleje, podczas gdy zdolność utleniająca wzrasta; zwiększają się właściwości niemetaliczne prostych ciał odpowiadających tym pierwiastkom.
Wzdłuż kierunku ukośnego właściwości elementów pozostają mniej więcej zbliżone. Spójrzmy na ten kierunek na przykładzie: beryl-aluminium
Od berylu Be do aluminium Al można przejść bezpośrednio wzdłuż przekątnej Be → A1 lub przez bor B, czyli wzdłuż dwóch nóg Be → B i B → A1. Wzmocnienie właściwości niemetalicznych od berylu do boru i ich osłabienie od boru do aluminium wyjaśnia, dlaczego pierwiastki beryl i aluminium, umieszczone po przekątnej, mają pewną analogię we właściwościach, chociaż nie należą do tej samej podgrupy układu okresowego.
Zatem istnieje ścisły związek między układem okresowym, strukturą atomów pierwiastków i ich właściwościami chemicznymi.
Właściwości atomu dowolnego pierwiastka – oddawanie elektronu i zamiana w dodatnio naładowany jon – określa się ilościowo poprzez wydatek energii, zwany energią jonizacji I*. Wyraża się go w kcal/g-atom lub hj/g-atom.

Im niższa jest ta energia, tym silniejsze są właściwości redukujące atomu pierwiastka, tym bardziej metaliczny jest pierwiastek; Im większa jest ta energia, tym słabsze właściwości metaliczne, tym silniejsze właściwości niemetaliczne pierwiastka. Zdolność atomu dowolnego pierwiastka do przyjęcia elektronu i przemiany w ujemnie naładowany jon ocenia się na podstawie ilości wydzielonej energii, zwanej powinowactwem elektronowym E; wyraża się go także w kcal/g-atom lub kJ/g-atom.

Powinowactwo elektronowe może być miarą zdolności pierwiastka do wykazywania właściwości niemetalicznych. Im większa jest ta energia, tym bardziej niemetaliczny jest pierwiastek i odwrotnie, im mniejsza energia, tym bardziej metaliczny pierwiastek.
Często do scharakteryzowania właściwości pierwiastków stosuje się wielkość tzw elektroujemność.
To: jest sumą arytmetyczną energii jonizacji i energii powinowactwa elektronów

Stała jest miarą niemetaliczności pierwiastków. Im jest większy, tym silniejszy jest element, który wykazuje właściwości niemetaliczne.
Należy pamiętać, że wszystkie elementy mają zasadniczo dwoisty charakter. Podział pierwiastków na metale i niemetale jest w pewnym stopniu arbitralny, gdyż w przyrodzie nie ma ostrych krawędzi. Wraz ze wzrostem właściwości metalicznych pierwiastka, jego właściwości niemetaliczne słabną i odwrotnie. Najbardziej „metaliczny” z pierwiastków – frans Fr – można uznać za najmniej niemetaliczny, najbardziej „niemetaliczny” – fluor F – można uznać za najmniej metaliczny.
Sumując wartości obliczonych energii – energii jonizacji i energii powinowactwa elektronowego – otrzymujemy: dla cezu wartość wynosi 90 kcal/g-a., dla litu 128 kcal/g-a., dla fluoru = 510 kcal/g-a. (wartość wyrażana jest także w kJ/g-a.). Są to bezwzględne wartości elektroujemności. Dla uproszczenia używamy względnych wartości elektroujemności, przyjmując elektroujemność litu (128) jako jedność. Następnie dla fluoru (F) otrzymujemy:

W przypadku cezu (Cs) względna elektroujemność będzie równa
Na wykresie zmian elektroujemności pierwiastków głównych podgrup
Grupy I-VII. Porównuje się elektroujemności pierwiastków głównych podgrup grup I-VII. Podane dane wskazują rzeczywistą pozycję wodoru w pierwszym okresie; nierówny wzrost metaliczności pierwiastków od góry do dołu w różnych podgrupach; pewne podobieństwo pierwiastków: wodór - fosfor - tellur (= 2,1), beryl i glin (= 1,5) oraz szereg innych pierwiastków. Jak widać z powyższych porównań, wykorzystując wartości elektroujemności, można w przybliżeniu porównać ze sobą elementy nawet różnych podgrup i różnych okresów.

Wykres zmian elektroujemności pierwiastków głównych podgrup grup I-VII.

Prawo okresowości i układ okresowy pierwiastków mają ogromne znaczenie filozoficzne, naukowe i metodologiczne. Są to: sposób na zrozumienie otaczającego nas świata. Prawo okresowości odsłania i odzwierciedla dialektyczno-materialistyczną istotę natury. Prawo okresowości i układ okresowy pierwiastków przekonująco dowodzą jedności i materialności otaczającego nas świata. Są najlepszym potwierdzeniem słuszności głównych cech marksistowskiej dialektycznej metody poznania: a) wzajemnego powiązania i współzależności obiektów i zjawisk, b) ciągłości ruchu i rozwoju, c) przejścia zmian ilościowych w jakościowe, d) walka i jedność przeciwieństw.
Ogromne znaczenie naukowe prawa okresowości polega na tym, że pomaga ono w twórczych odkryciach z zakresu nauk chemicznych, fizycznych, mineralogicznych, geologicznych, technicznych i innych. Przed odkryciem prawa okresowości chemia była nagromadzeniem rozproszonych informacji faktycznych, pozbawionych wewnętrznych powiązań; Teraz wszystko to zostało zebrane w jeden harmonijny system. Wiele odkryć z zakresu chemii i fizyki dokonano w oparciu o prawo okresowe i układ okresowy pierwiastków. Prawo okresowości otworzyło drogę do poznania wewnętrznej budowy atomu i jego jądra. Wzbogacana jest coraz to nowymi odkryciami i potwierdzana jako niewzruszone, obiektywne prawo natury. Wielkie znaczenie metodologiczne i metodologiczne prawa okresowego i układu okresowego pierwiastków polega na tym, że studiując chemię, dają one możliwość rozwinięcia u ucznia dialektyczno-materialistycznego światopoglądu i ułatwiają zdobycie kursu chemii: Studium chemii nie powinna opierać się na zapamiętywaniu właściwości poszczególnych pierwiastków i ich związków, lecz oceniać właściwości substancji prostych i złożonych na podstawie wzorców wyrażonych prawem okresowości i układem okresowym pierwiastków.

Prawo okresowe D.I. Mendelejewa.

Właściwości pierwiastków chemicznych, a co za tym idzie właściwości prostych i złożonych ciał, które tworzą, są okresowo zależne od wielkości masy atomowej.

Fizyczne znaczenie prawa okresowości.

Fizyczne znaczenie prawa okresowości polega na okresowej zmianie właściwości pierwiastków w wyniku okresowego powtarzania się e-tych powłok atomów, przy stałym wzroście n.

Nowoczesne sformułowanie PZ Mendelejewa.

Właściwości pierwiastków chemicznych, a także właściwości utworzonych przez nie prostych lub złożonych substancji, okresowo zależą od wielkości ładunku jąder ich atomów.

Układ okresowy pierwiastków.

Układ okresowy to system klasyfikacji pierwiastków chemicznych stworzony na podstawie prawa okresowości. Układ okresowy ustala relacje między pierwiastkami chemicznymi, odzwierciedlając ich podobieństwa i różnice.

Układ okresowy (istnieją dwa rodzaje: krótki i długi) pierwiastków.

Układ okresowy pierwiastków jest graficznym przedstawieniem układu okresowego pierwiastków, składa się z 7 okresów i 8 grup.

Pytanie 10

Układ okresowy i budowa powłok elektronowych atomów pierwiastków.

Numer okresu okazał się z kolei powiązany z liczbą poziomów energii występujących w powłoce elektronowej atomu pierwiastka danego okresu.

I tak np. „współrzędne” cyny Sn (numer seryjny 50, okres 5, główna podgrupa grupy IV) oznaczają, że w atomie cyny znajduje się 50 elektronów, są one rozłożone na 5 poziomach energetycznych, tylko 4 elektrony to wartościowość .

Fizyczny sens znajdowania elementów w podgrupach różnych kategorii jest niezwykle ważny. Okazuje się, że dla elementów znajdujących się w podgrupach kategorii I, kolejny (ostatni) elektron znajduje się na podpoziom s poziom zewnętrzny. Elementy te należą do rodziny elektroniki. W przypadku atomów pierwiastków znajdujących się w podgrupach kategorii II następny elektron znajduje się na podpoziom p poziom zewnętrzny. Są to elementy rodziny elektronów „p”. Zatem kolejny 50. elektron w atomach cyny znajduje się na podpoziomie p zewnętrznego, czyli 5. poziomie energetycznym.

W przypadku atomów pierwiastków podgrup kategorii III następny elektron znajduje się na poziom d, ale już na poziomie zewnętrznym są to elementy rodziny elektroniki „d”. W atomach lantanowców i aktynowców następny elektron znajduje się na podpoziomie f, przed poziomem zewnętrznym. Są to elementy rodziny elektronicznej "F".

Nie jest zatem przypadkiem, że numery podgrup tych 4 kategorii wymienionych powyżej, czyli 2-6-10-14, pokrywają się z maksymalną liczbą elektronów w podpoziomach s-p-d-f.

Okazuje się jednak, że można rozwiązać kwestię kolejności wypełniania powłoki elektronowej i wyprowadzić wzór elektroniczny dla atomu dowolnego pierwiastka na podstawie układu okresowego, który z wystarczającą przejrzystością wskazuje poziom i podpoziom każdego kolejny elektron. Układ okresowy wskazuje także rozmieszczenie pierwiastków jeden po drugim na okresy, grupy, podgrupy oraz rozkład ich elektronów pomiędzy poziomami i podpoziomami, ponieważ każdy pierwiastek ma swój własny, ostatni elektron, który go charakteryzuje. Jako przykład przyjrzyjmy się zestawieniu elektronicznego wzoru na atom pierwiastka cyrkonu (Zr). Układ okresowy podaje wskaźniki i „współrzędne” tego pierwiastka: numer seryjny 40, okres 5, grupa IV, podgrupa wtórna. Pierwsze wnioski: a) w sumie jest 40 elektronów, b) te 40 elektronów jest rozmieszczonych przy pięciu energiach. poziomy; c) z 40 elektronów tylko 4 to wartościowość, d) kolejny 40-ty elektron wszedł do podpoziomu d przed zewnętrznym, tj. czwartym poziomem energetycznym. Podobne wnioski można wyciągnąć w odniesieniu do każdego z 39 pierwiastków poprzedzających cyrkon, tylko wskaźniki i współrzędne będą za każdym razem inne.

Treść artykułu

OKRESOWY UKŁAD ELEMENTÓW to klasyfikacja pierwiastków chemicznych zgodnie z prawem okresowym, które ustala okresową zmianę właściwości pierwiastków chemicznych w miarę wzrostu ich masy atomowej, związaną ze wzrostem ładunku jądra ich atomów; dlatego ładunek jądra atomu pokrywa się z liczbą atomową pierwiastka w układzie okresowym i nazywa się atomowy numer element. Układ okresowy pierwiastków sporządza się w formie tabeli (układu okresowego pierwiastków), w którego poziomych rzędach - okresy– następuje stopniowa zmiana właściwości pierwiastków, a przy przejściu z jednego okresu do drugiego – okresowe powtarzanie ogólnych właściwości; kolumny pionowe – grupy– łączyć elementy o podobnych właściwościach. Układ okresowy pozwala poznać właściwości pierwiastka bez specjalnych badań, jedynie na podstawie znanych właściwości pierwiastków sąsiadujących w grupie lub okresie. Właściwości fizyczne i chemiczne (stan skupienia, twardość, kolor, wartościowość, jonizacja, stabilność, metaliczność lub niemetaliczność itp.) można przewidzieć dla pierwiastka na podstawie układu okresowego.

Na przełomie XVIII i XIX w. chemicy próbowali tworzyć klasyfikacje pierwiastków chemicznych zgodnie z ich właściwościami fizykochemicznymi, w szczególności w oparciu o stan skupienia pierwiastka, ciężar właściwy (gęstość), przewodność elektryczną, metaliczność - niemetaliczność, zasadowość - kwasowość itp.

Klasyfikacje według „masy atomowej”

(tj. według względnej masy atomowej).

Hipoteza Prouta.

Tabela 1. Układ okresowy pierwiastków opublikowany przez Mendelejewa w 1869 r

Tabela 1. UKŁAD OKRESOWY ELEMENTÓW OPUBLIKOWANY PRZEZ MENDELEJEWA W 1869 ROKU (pierwsza wersja)
			Ti = 50	Zr = 90	? = 180
			V=51	Liczba = 94	Ta=182
			Cr=52	Mo = 96	W=186
			Mn = 55	Rh = 104,4	Pt = 197,4
			Fe = 56	Ru = 104,4	Ir = 198
		Ni =	Co=59	Pd = 106,6	Os = 199
H=1			Cu = 63,4	Ag = 108	Hg = 200
	Być = 9,4	Mg = 24	Zn = 65,2	CD = 112
	B=11	Al = 27,4	? = 68	Ur = 116	Au = 197?
	C=12	Si = 28	? = 70	Sn=118
	N=14	P=31	Jak = 75	Sb = 122	Bi = 210?
	O=16	S=32	Se = 79,4	Te = 128?
	F=19	Cl = 35,5	Br = 80	Ja = 127
Li = 7	Na = 23	K=39	Rb = 85,4	CS = 133	Tl = 204
		Ca=40	Sr = 87,6	Ba = 137	Pb = 207
		? = 45	Ce = 92
		?Er = 56	La = 94
		?Yt = 60	Di = 95
		?W = 75,6	Cz = 118

Tabela 2. Zmodyfikowany układ okresowy

Tabela 2. ZMODYFIKOWANY UKŁAD OKRESOWY

Grupa

III

VII

VIII

Formuła tlenkowa lub wodorkowa
Podgrupa

R2O

R2O3

PRAWA 4
RO 2

PRAWA 3
R2O5

PR 2
RO 3

PRAWA
R2O7

Okres 1

1
H
Wodór
1,0079

2
On
Hel
4,0026

Okres 2

3
Li
Lit
6,941

4
Być
Beryl
9,0122

5
B
Bor
10,81

6
C
Węgiel
12,011

7
N
Azot
14,0067

8
O
Tlen
15,9994

9
F
Fluor
18,9984

10
Nie
Neon
20,179

Okres 3

11
Nie
Sód
22,9898

12
Mg
Magnez
24,305

13
Glin
Aluminium
26,9815

14
Si
Krzem
28,0855

15
P
Fosfor
30,9738

16
S
Siarka
32,06

17
kl
Chlor
35,453

18
Ar
Argon
39,948

Okres 4

19
K
Potas
39,0983
29
Cu
Miedź
63,546

20
Ok
Wapń
40,08
30
Zn
Cynk
65,39

21
sc
Skand
44,9559
31
Ga
Gal
69,72

22
Ti
Tytan
47,88
32
Ge
German
72,59

23
V
Wanad
50,9415
33
Jak
Arsen
74,9216

24
Kr
Chrom
51,996
34
Se
Selen
78,96

25
Mn
Mangan
54,9380
35
br
Brom
79,904

26
Fe
Żelazo
55,847

27
Współ
Kobalt
58,9332

28
Ni
Nikiel
58,69

36
Kr
Krypton
83,80

Okres 5

37
Rb
Rubid
85,4678
47
Ag
Srebrny
107,868

38
senior
Stront
87,62
48
Płyta CD
Kadm
112,41

39
Y
Itr
88,9059
49
W
Ind
114,82

40
Zr
Cyrkon
91,22
50
sen
Cyna
118,69

41
Uwaga
Niob
92,9064
51
Sb
Antymon
121,75

42
Pon
Molibden
95,94
52
Te
Tellur
127,60

43
Tc
technet

53
I
Jod
126,9044

44
Ru
Ruten
101,07

45
Rh
Rod
102,9055

46
Pd
Paladium
106,4

54
Xe
Ksenon
131,29

Okres 6

55
Cs
Cez
132,9054
79
Au
Złoto
196,9665

56
Ba
Bar
137,33
80
Hg
Rtęć
200,59

57*
La
Lantan
138,9055
81
Tł
Tal
204,38

72
Hf
Hafn
178,49
82
Pb
Ołów
207,21

73
Ta
Tantal
180,9479
83
Bi
Bizmut
208,9804

74
W
Wolfram
183,85
84
Po
Polon

75
Odnośnie
Ren
186,207
85
Na
Astat

76
Os
Osm
190,2

77
Ir
Iryd
192,2

78
Pt
Platyna
195,08

86
Rn
Radon

Okres 7

87
ks
Francja

88
Ra
Rad
226,0254

89**
Ac
Aktyn
227,028

104

105

106

107

108

109

58
Ce
140,12

59
Pr
140,9077

60
Nd
144,24

61
Po południu

62
sm
150,36

63
UE
151,96

64
Bg
157,25

65
Tb
158,9254

66
Dy
162,50

67
Ho
164,9304

68
Er
167,26

69
Tm
168,9342

70
Yb
173,04

71
Lu
174,967

90
Cz
232,0381

91
Rocznie
231,0359

92
U
238,0289

93
Np
237,0482

94
Pu

95
Jestem

96
Cm

97
Bk

98
Por

99
Ez

100
FM

101
lekarz medycyny

102
NIE

103
Lr

*Lantanoidy: cer, prazeodym, neodym, promet, samar, europ, gadolin, terb, dysproz, holm, erb, tul, iterb, lutet.
**Aktynowce: tor, protaktyn, uran, neptun, pluton, ameryk, kiur, berkel, kaliforn, einstein, ferm, mendelew, nobel, lawren.
Notatka. Liczba atomowa jest podana nad symbolem pierwiastka, a masa atomowa pod symbolem pierwiastka. Wartość w nawiasach to liczba masowa najdłużej żyjącego izotopu.

Okresy.

W tej tabeli Mendelejew ułożył elementy w poziome rzędy - kropki. Tabela zaczyna się od bardzo krótkiego okresu zawierającego tylko wodór i hel. Kolejne dwa krótkie okresy zawierają po 8 elementów. Następnie następują cztery długie okresy. Wszystkie okresy z wyjątkiem pierwszego rozpoczynają się metalem alkalicznym (Li, Na, K, Rb, Cs), a wszystkie okresy kończą się gazem szlachetnym. W szóstym okresie występuje szereg 14 elementów - lantanowców, które formalnie nie mają miejsca w stole i zwykle znajdują się pod stołem. Kolejna podobna seria - aktynowce - znajduje się w 7. okresie. Seria ta obejmuje pierwiastki powstałe w laboratorium, np. poprzez bombardowanie uranu cząsteczkami subatomowymi, a także jest umieszczona w tabeli pod lantanowcami.

Grupy i podgrupy.

W przypadku ułożenia okresów jeden pod drugim elementy ułożone są w kolumny tworząc grupy o numerach 0, I, II,..., VIII. Zakłada się, że pierwiastki w każdej grupie wykazują podobne ogólne właściwości chemiczne. Jeszcze większe podobieństwo obserwuje się w elementach podgrup (A i B), które składają się z elementów wszystkich grup z wyjątkiem 0 i VIII. Podgrupa A nazywana jest główną, a podgrupa B drugorzędną. Niektóre rodziny mają nazwy, takie jak metale alkaliczne (grupa IA), metale ziem alkalicznych (grupa IIA), halogeny (grupa VIIA) i gazy szlachetne (grupa 0). Grupa VIII obejmuje metale przejściowe: Fe, Co i Ni; Ru, Rh i Pd; Os, Ir i Pt. Usytuowane w środku długich okresów elementy te są do siebie bardziej podobne niż do elementów poprzedzających je i następujących po nich. W kilku przypadkach naruszana jest kolejność wzrostu mas atomowych (dokładniej mas atomowych), na przykład w oparach telluru i jodu, argonu i potasu. To „naruszenie” jest konieczne, aby zachować podobieństwo elementów w podgrupach.

Metale, niemetale.

Przekątna od wodoru do radonu z grubsza dzieli wszystkie pierwiastki na metale i niemetale, przy czym niemetale znajdują się powyżej przekątnej. (Niemetale obejmują 22 pierwiastki - H, B, C, Si, N, P, As, O, S, Se, Te, halogeny i gazy obojętne; metale obejmują wszystkie inne pierwiastki.) Wzdłuż tej linii znajdują się pierwiastki, które mają pewne właściwości metali i niemetali (metaloidy to przestarzała nazwa takich pierwiastków). Rozpatrując właściwości według podgrup od góry do dołu, obserwuje się wzrost właściwości metalicznych i osłabienie właściwości niemetalicznych.

Wartościowość.

Najbardziej ogólną definicją wartościowości pierwiastka jest zdolność jego atomów do łączenia się z innymi atomami w określonych proporcjach. Czasami wartościowość pierwiastka zastępuje się koncepcją stopnia utlenienia (s.o.), która jest do niego podobna. Stopień utlenienia odpowiada ładunkowi, jaki uzyskałby atom, gdyby wszystkie pary elektronów jego wiązań chemicznych zostały przesunięte w stronę atomów bardziej elektroujemnych. W dowolnym okresie, od lewej do prawej, następuje wzrost dodatniego stopnia utlenienia pierwiastków. Elementy grupy I mają d.o równe +1, a wzór tlenku to R2O, elementy grupy II mają odpowiednio +2 i RO itd. Elementy z ujemnym s.o. są w grupach V, VI i VII; Uważa się, że węgiel i krzem, należące do grupy IV, nie mają ujemnego stopnia utlenienia. Halogeny o stopniu utlenienia –1 tworzą z wodorem związki o składzie RH. Ogólnie rzecz biorąc, dodatni stopień utlenienia pierwiastków odpowiada numerowi grupy, a ujemny jest równy różnicy ośmiu minus numer grupy. Tabela nie może określić obecności lub braku innych stopni utlenienia.

Fizyczne znaczenie liczby atomowej.

Prawdziwe zrozumienie układu okresowego jest możliwe tylko w oparciu o współczesne wyobrażenia o budowie atomu. Kolejność pierwiastka w układzie okresowym – jego liczba atomowa – jest znacznie ważniejsza niż jego masa atomowa (tj. względna masa atomowa) dla zrozumienia jego właściwości chemicznych.

Struktura atomu.

W 1913 roku N. Bohr wykorzystał jądrowy model budowy atomu do wyjaśnienia widma atomu wodoru, najlżejszego, a zatem najprostszego atomu. Bohr zaproponował, że atom wodoru składa się z jednego protonu, który tworzy jądro atomu, i jednego elektronu krążącego wokół jądra.

Definicja pojęcia liczby atomowej.

W 1913 roku A. van den Broek zaproponował, aby liczbę atomową pierwiastka – jego liczbę atomową – utożsamiać z liczbą elektronów krążących wokół jądra atomu obojętnego oraz z dodatnim ładunkiem jądra atomu w jednostkach elektronowych opłata. Konieczne było jednak eksperymentalne potwierdzenie identyczności ładunku i liczby atomowej atomu. Bohr postulował ponadto, że charakterystyczna emisja promieniowania rentgenowskiego pierwiastka powinna podlegać temu samemu prawu, co widmo wodoru. Zatem, jeśli liczbę atomową Z utożsamiamy z ładunkiem jądrowym w jednostkach ładunku elektronu, to częstotliwości (długości fal) odpowiednich linii w widmach rentgenowskich różnych pierwiastków muszą być proporcjonalne do Z 2, kwadratu wartości pierwiastka liczba atomowa.

W latach 1913–1914 G. Moseley, badając charakterystyczne promieniowanie rentgenowskie atomów różnych pierwiastków, otrzymał znakomite potwierdzenie hipotezy Bohra. Praca Moseleya potwierdziła zatem założenie van den Broeka, że liczba atomowa pierwiastka jest identyczna z ładunkiem jego jądra; liczba atomowa, a nie masa atomowa, jest prawdziwą podstawą do określenia właściwości chemicznych pierwiastka.

Okresowość i budowa atomowa.

Kwantowa teoria struktury atomu Bohra rozwijała się przez dwie dekady po 1913 r. Zaproponowana przez Bohra „liczba kwantowa” stała się jedną z czterech liczb kwantowych potrzebnych do scharakteryzowania stanu energetycznego elektronu. W 1925 r. W. Pauli sformułował swoją słynną „zasadę wykluczenia” (zasadę Pauliego), zgodnie z którą atom nie może mieć dwóch elektronów, których liczby kwantowe są takie same. Kiedy tę zasadę zastosowano do konfiguracji elektronowej atomów, układ okresowy nabrał podstawy fizycznej. Ponieważ liczba atomowa Z, tj. Jeśli dodatni ładunek jądra atomu wzrasta, wówczas liczba elektronów musi wzrosnąć, aby utrzymać elektryczną neutralność atomu. Elektrony te determinują chemiczne „zachowanie” atomu. Zgodnie z zasadą Pauliego, wraz ze wzrostem wartości liczby kwantowej, elektrony wypełniają warstwy elektroniczne (powłoki), zaczynając od tych znajdujących się najbliżej jądra. Gotowa warstwa, która jest wypełniona wszystkimi elektronami zgodnie z zasadą Pauliego, jest najbardziej stabilna. Dlatego gazy szlachetne, takie jak hel i argon, które mają w pełni skompletowaną strukturę elektronową, są odporne na każdy atak chemiczny.

Konfiguracje elektroniczne.

Poniższa tabela przedstawia możliwą liczbę elektronów dla różnych stanów energetycznych. Główna liczba kwantowa N= 1, 2, 3,... charakteryzuje poziom energii elektronów (pierwszy poziom znajduje się bliżej jądra). Orbitalna liczba kwantowa l = 0, 1, 2,..., N– 1 charakteryzuje orbitalny moment pędu. Orbitalna liczba kwantowa jest zawsze mniejsza od głównej liczby kwantowej, a jej maksymalna wartość jest równa głównej liczbie kwantowej minus 1. Każda wartość l odpowiada pewnemu rodzajowi orbity - S, P, D, F... (oznaczenie to pochodzi z XVIII-wiecznej nomenklatury spektroskopowej, kiedy to nazywano różne serie obserwowanych linii widmowych S harfa, P dyrektor, D rozmyć i F niepodstawne).

Tabela 3. Liczba elektronów w różnych stanach energetycznych atomu

Tabela 3. LICZBA ELEKTRONÓW W RÓŻNYCH STANACH ENERGETYCZNYCH ATOMU
Główna liczba kwantowa	Orbitalna liczba kwantowa	Liczba elektronów na powłoce	Oznaczenie stanu energetycznego (typ orbitalny)
1	0	2	1S
2	0	2	2S
	1	6	2P
3	0	2	3S
	1	6	3P
	2	10	3D
4	0	2	4S
	1	6	4P
	2	10	4D
	3	14	4F
5	0	2	5S
	1	6	5P
	2	10	5D
	5	14	5F
	4	18	5G
6	0	2	6S
	1	6	6P
	2	10	6D
...	...	...	...
7	0	2	7S

Krótkie i długie okresy.

Najniższa w pełni ukończona powłoka elektronowa (orbita) jest oznaczona jako 1 S i jest realizowany w helu. Kolejne poziomy – 2 S i 2 P– odpowiadają budowie powłok atomów pierwiastków II okresu i w przypadku neonu, gdy są w pełni ustrukturyzowane, zawierają łącznie 8 elektronów. W miarę wzrostu wartości głównej liczby kwantowej stan energetyczny najniższej liczby orbitalnej dla większej zasady może być niższy niż stan energetyczny najwyższej orbitalnej liczby kwantowej odpowiadającej mniejszej zasadzie. Zatem stan energetyczny 3 D wyższa niż 4 S dlatego budowane są elementy 3. okresu 3 S- i 3 P-orbitale, kończące się utworzeniem stabilnej struktury gazu szlachetnego argonu. Następnie następuje konstrukcja sekwencyjna 4 S-, 3D- i 4 P-orbitale dla pierwiastków 4. okresu, aż do ukończenia zewnętrznej stabilnej powłoki elektronowej składającej się z 18 elektronów dla kryptonu. Prowadzi to do pojawienia się pierwszego długiego okresu. Budowa odbywa się w podobny sposób 5 S-, 4D- i 5 P-orbitale atomów pierwiastków piątego (tj. drugiego długiego) okresu, kończącego się strukturą elektronową ksenonu.

Lantanowce i aktynowce.

Sekwencyjne napełnianie elektronami 6 S-, 4F-, 5D- i 6 P-orbitale w elementach 6. (tj. trzeciego długiego) okresu prowadzą do pojawienia się nowych 32 elektronów, które tworzą strukturę ostatniego pierwiastka tego okresu - radonu. Zaczynając od pierwiastka 57, lantanu, ułożonych jest kolejno 14 pierwiastków, niewiele różniących się właściwościami chemicznymi. Tworzą szereg lantanowców, czyli pierwiastków ziem rzadkich, w których 4 F-powłoka zawierająca 14 elektronów.

Szereg aktynowców, który znajduje się za aktynem (liczba atomowa 89), charakteryzuje się budową 5 F-muszle; zawiera także 14 pierwiastków o bardzo podobnych właściwościach chemicznych. Pierwiastek o liczbie atomowej 104 (rutherford), obok ostatniego z aktynowców, różni się już właściwościami chemicznymi: jest analogiem hafnu. Dla pierwiastków rutherfordu przyjmuje się następujące nazwy: 105 – dubn (Db), 106 – seaborg (Sg), 107 – bohr (Bh), 108 – has (Hs), 109 – meitner (Mt).

Zastosowanie układu okresowego.

Znajomość układu okresowego pozwala chemikowi przewidzieć z pewną dokładnością właściwości dowolnego pierwiastka, zanim zacznie z nim pracować. Metalurdzy na przykład uważają, że układ okresowy jest przydatny do tworzenia nowych stopów, ponieważ korzystając z układu okresowego, można zastąpić jeden z metali stopu, wybierając dla niego zamiennik spośród sąsiadów na stole, tak że przy z pewnym stopniem prawdopodobieństwa nie nastąpi znacząca zmiana właściwości powstałego stopu

1. Podaj nazwę elementu i jego oznaczenie. Określ numer seryjny elementu, numer okresu, grupę, podgrupę. Wskazać fizyczne znaczenie parametrów systemu – numer seryjny, numer okresu, numer grupy. Uzasadnij miejsce w podgrupie.

2. Wskaż liczbę elektronów, protonów i neutronów w atomie pierwiastka, ładunek jądra oraz liczbę masową.

3. Ułożyć pełną formułę elektroniczną pierwiastka, określić rodzinę elektronów, sklasyfikować substancję prostą jako metalową lub niemetalową.

4. Przedstaw graficznie strukturę elektronową elementu (lub dwa ostatnie poziomy).

5. Graficznie przedstaw wszystkie możliwe stany walencyjne.

6. Podaj liczbę i rodzaj elektronów walencyjnych.

7. Wymień wszystkie możliwe wartościowości i stopnie utlenienia.

8. Zapisz wzory tlenków i wodorotlenków dla wszystkich stanów walencyjnych. Wskaż ich charakter chemiczny (poprzyj odpowiedź równaniami odpowiednich reakcji).

9. Podaj wzór związku wodorowego.

10. Nazwij zakres zastosowania tego elementu

Rozwiązanie. W PSE element o numerze seryjnym 21 odpowiada skandowi.

1. Pierwiastek znajduje się w okresie IV. Liczba okresu oznacza liczbę poziomów energii w atomie tego pierwiastka; ma 4. Skand znajduje się w 3. grupie - na zewnętrznym poziomie 3. elektronu; w bocznej podgrupie. W związku z tym jego elektrony walencyjne znajdują się na podpoziomach 4s i 3d. Liczba atomowa liczbowo pokrywa się z ładunkiem jądra atomowego.

2. Ładunek jądra atomu skandu wynosi +21.

Liczba protonów i elektronów wynosi 21 każdy.

Liczba neutronów A–Z = 45 – 21 = 24.

Ogólny skład atomu: ( ).

3. Pełna elektroniczna formuła skandu:

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

Rodzina elektronów: element d, jak na etapie napełniania
orbitale d. Struktura elektronowa atomu kończy się na s-elektronach, więc skand wykazuje właściwości metaliczne; prostą substancją jest metal.

4. Elektroniczna konfiguracja graficzna wygląda następująco:

5. Możliwe stany walencyjne określone liczbą niesparowanych elektronów:

- w stanie podstawowym:

– w skandzie w stanie wzbudzonym elektron z orbitalu 4s przesunie się na wolny orbital 4p, jeden niesparowany d-elektron zwiększa możliwości walencyjne skandu.

Sc ma trzy elektrony walencyjne w stanie wzbudzonym.

6. Możliwe wartościowości w tym przypadku są określone przez liczbę niesparowanych elektronów: 1, 2, 3 (lub I, II, III). Możliwe stopnie utlenienia (odzwierciedlają liczbę przesuniętych elektronów) +1, +2, +3 (ponieważ skand jest metalem).

7. Najbardziej charakterystyczną i stabilną wartościowością jest III, stopień utlenienia +3. Obecność tylko jednego elektronu w stanie d powoduje niską stabilność konfiguracji 3d 1 4s 2.

Skand i jego analogi, w przeciwieństwie do innych pierwiastków D, wykazują stały stopień utlenienia +3, jest to najwyższy stopień utlenienia i odpowiada numerowi grupy.

8. Wzory tlenków i ich natura chemiczna:

wyższa forma tlenkowa – (amfoteryczna);

wzory wodorotlenkowe: – amfoteryczne.

Równania reakcji potwierdzające amfoteryczny charakter tlenków i wodorotlenków:

(skandat litowy),

(chlorek skandu),

( Heksahydroksokandynian(III) potasu ),

(siarczan skandu).

9. Nie tworzy związku z wodorem, ponieważ należy do podgrupy bocznej i jest pierwiastkiem d.

10. W technologii półprzewodników stosowane są związki skandu.

Przykład 2. Który z dwóch pierwiastków, mangan czy brom, ma silniejsze właściwości metaliczne?

Rozwiązanie. Elementy te znajdują się w czwartym okresie. Zapiszmy ich formuły elektroniczne:

Mangan jest pierwiastkiem d, czyli pierwiastkiem drugiej podgrupy, podobnie jak brom
element p głównej podgrupy tej samej grupy. Na zewnętrznym poziomie elektronicznym atom manganu ma tylko dwa elektrony, podczas gdy atom bromu ma siedem. Promień atomu manganu jest mniejszy niż promień atomu bromu przy tej samej liczbie powłok elektronowych.

Wspólnym wzorcem dla wszystkich grup zawierających pierwiastki p i d jest przewaga właściwości metalicznych w pierwiastkach d.
Zatem mangan ma wyraźniejsze właściwości metaliczne niż brom.

IV - VII - długie okresy, ponieważ składają się z dwóch rzędów (parzystych i nieparzystych) elementów.

Typowe metale są rozmieszczone w równych rzędach dużych okresów. Nieparzysta seria zaczyna się od metalu, następnie właściwości metaliczne słabną, a właściwości niemetaliczne rosną, a okres kończy się gazem obojętnym.

Grupa- jest to pionowy rząd chemikaliów. pierwiastki połączone chemicznie właściwości.

Grupa

podgrupa główna podgrupa wtórna

Podgrupa główna obejmuje podgrupę wtórną

elementy zarówno małych, jak i dużych; elementy tylko dużych okresów.

okresy.

H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr Cu, Ag, Au

małe duże duże

Elementy połączone w tę samą grupę charakteryzują się następującymi wzorami:

1. Wyższa wartościowość pierwiastków w związkach z tlenem(z pewnymi wyjątkami) odpowiada numerowi grupy.

Elementy podgrup wtórnych mogą również wykazywać inne wyższe wartościowości. Przykładowo Cu – pierwiastek grupy I podgrupy bocznej – tworzy tlenek Cu 2 O. Jednak najczęściej spotykane są związki miedzi dwuwartościowej.

2. W głównych podgrupach(z góry na dół) Wraz ze wzrostem mas atomowych zwiększają się właściwości metaliczne pierwiastków, a niemetalicznych słabną.

Struktura atomu.

Przez długi czas w nauce dominował pogląd, że atomy są niepodzielne, tj. nie zawierają prostszych elementów.

Jednak pod koniec XIX wieku ustalono szereg faktów świadczących o złożonym składzie atomów i możliwości ich wzajemnej konwersji.

Atomy to złożone formacje zbudowane z mniejszych jednostek strukturalnych.

rdzeń

p+ - proton

atom

n 0 - neutron

ē - elektron - na zewnątrz jądra

W chemii bardzo interesująca jest struktura powłoki elektronowej atomu. Pod powłoka elektronowa zrozumieć całość wszystkich elektronów w atomie. Liczba elektronów w atomie jest równa liczbie protonów, tj. liczba atomowa pierwiastka, ponieważ atom jest elektrycznie obojętny.

Najważniejszą cechą elektronu jest energia jego połączenia z atomem. Elektrony o podobnych wartościach energii tworzą pojedynczy warstwa elektronowa.

Każda chemia. pierwiastek w układzie okresowym został ponumerowany.

Nazywa się liczbę, którą otrzymuje każdy element numer seryjny.

Fizyczne znaczenie numeru seryjnego:

1. Jaka jest liczba atomowa pierwiastka i jaki jest ładunek jądra atomowego.

2. Wokół jądra krąży taka sama liczba elektronów.

Z = p + Z - numer seryjny elementu