"خصائص العناصر ، وبالتالي الأجسام (المواد) البسيطة والمعقدة التي تشكلها ، تقف في حالة اعتماد دوري على وزنها الذري."
الصياغة الحديثة:
"خصائص العناصر الكيميائية (أي خصائص وشكل المركبات التي تشكلها) تعتمد بشكل دوري على شحنة نواة ذرات العناصر الكيميائية."
المعنى الفيزيائي للتكرار الكيميائي
تعود التغيرات الدورية في خصائص العناصر الكيميائية إلى التكرار الصحيح للتكوين الإلكتروني لمستوى الطاقة الخارجية (إلكترونات التكافؤ) لذراتها مع زيادة الشحنة النووية.
صورة بيانيةالقانون الدوري هو الجدول الدوري. يحتوي على 7 فترات و 8 مجموعات.
فترة - صفوف أفقية من العناصر لها نفس القيمة القصوى للعدد الكمي الرئيسي لإلكترونات التكافؤ.
يشير رقم الفترة إلى الرقم مستويات الطاقةفي ذرة العنصر.
يمكن أن تتكون الفترات من 2 (الأول) ، 8 (الثاني والثالث) ، 18 (الرابع والخامس) ، أو 32 (السادس) ، اعتمادًا على عدد الإلكترونات في مستوى الطاقة الخارجي. الفترة الأخيرة ، السابعة غير مكتملة.
تبدأ جميع الفترات (باستثناء الأولى) بمعدن قلوي (س- عنصر) وتنتهي بغاز نبيل ( ns 2 np 6).
تعتبر الخصائص المعدنية على أنها قدرة ذرات العناصر على التبرع بالإلكترونات بسهولة ، والخصائص غير المعدنية لقبول الإلكترونات بسبب ميل الذرات للحصول على تكوين مستقر مع المستويات الفرعية الممتلئة. ملء الخارجس- يشير المستوى الفرعي إلى الخصائص المعدنية للذرة وتكوين الطبقة الخارجيةص- المستوى الفرعي - تشغيل الخصائص غير المعدنية. زيادة عدد الإلكترونات بهاص- المستوى الفرعي (من 1 إلى 5) يعزز الخصائص غير المعدنية للذرة. الذرات بتكوين كامل التكوين ومستقر للطاقة لطبقة الإلكترون الخارجية ( ns 2 np 6) خامل كيميائيا.
في فترات طويلة ، يحدث انتقال الخصائص من المعدن النشط إلى الغاز النبيل بشكل أكثر سلاسة مما يحدث في الفترات القصيرة ، وذلك بسبب تشكيل داخلين - 1) د - المستوى الفرعي مع الحفاظ على المستوى الخارجي ns 2 - طبقة. تتكون الفترات الكبيرة من صفوف فردية وزوجية.
لعناصر الصفوف الزوجية على الطبقة الخارجية ns 2 - وبالتالي ، فإن الإلكترونات تسود الخصائص المعدنية ويضعفها مع زيادة الشحنة النووية ؛ في صفوف فردية np- المستوى الفرعي ، وهو ما يفسر الضعف الكبير في الخصائص المعدنية.
مجموعات - أعمدة عناصر عمودية بنفس عدد إلكترونات التكافؤ ، مساوية لرقم المجموعة. هناك مجموعات فرعية رئيسية وثانوية.
تتكون المجموعات الفرعية الرئيسية من عناصر ذات فترات صغيرة وكبيرة ، وتقع إلكترونات التكافؤ في الخارج ns - و np - المستويات الفرعية.
تتكون المجموعات الفرعية الثانوية من عناصر لفترات كبيرة فقط. إلكترونات التكافؤ الخاصة بهم موجودة في الخارج NS- المستوى الفرعي والداخلي (ن - 1) د - المستوى الفرعي (أو (ن - 2) و - المستوى الفرعي).
اعتمادًا على المستوى الفرعي ( s- أو p- أو d- أو f-) مليئة بإلكترونات التكافؤ ، تنقسم عناصر النظام الدوري إلى:س- العناصر (عناصر المجموعة الفرعية الرئيسيةالمجموعات الأولى والثانية) ، ص - العناصر (عناصر المجموعات الفرعية الرئيسيةالمجموعات الثالثة - السابعة) ، د - عناصر (عناصر المجموعات الفرعية الثانوية) ، F- العناصر (اللانثانيدات والأكتينيدات).
في المجموعات الفرعية الرئيسية ، من أعلى إلى أسفل ، تم تحسين الخصائص المعدنية ، بينما تضعف الخصائص غير المعدنية. تختلف عناصر المجموعات الرئيسية والثانوية اختلافًا كبيرًا في الخصائص.
يشير رقم المجموعة إلى أعلى تكافؤ للعنصر (باستثناءمن ، عناصر المجموعة الفرعية النحاسية والمجموعة الثامنة).
تشترك عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية والثانوية في صيغ الأكاسيد العالية (وهيدراتها). للأكاسيد المرتفعة وهيدرات عنصرها I-III مجموعات (باستثناء البورون) الخصائص الأساسية هي السائدة ، معالرابع إلى الثامن - حامضي.
جاء مفهوم العناصر كمواد أولية من العصور القديمة ، وتغير تدريجياً ويجري صقله ، وانخفض إلى عصرنا. مؤسسو الآراء العلمية حول العناصر الكيميائية هم ر.بويل (القرن السابع) ، إم في لومونوسوف (القرن الثامن عشر) ودالتون (القرن التاسع عشر).
ل التاسع عشر في وقت مبكرفي. عُرف حوالي 30 عنصرًا بحلول منتصف القرن التاسع عشر - حوالي 60 عنصرًا. ومع تراكم عدد العناصر ، نشأت مهمة تنظيمها. مثل هذه المحاولات لـ D.I. كان منديليف في الخمسين من عمره على الأقل ؛ استند التنظيم إلى: و الوزن الذري(تسمى الآن الكتلة الذرية) والمكافئ الكيميائي والتكافؤ. بالاقتراب من تصنيف العناصر الكيميائية ميتافيزيقيًا ، في محاولة لتنظيم العناصر المعروفة فقط في ذلك الوقت ، لم يتمكن أي من أسلاف D.I Mendeleev من اكتشاف الترابط العالمي للعناصر ، وإنشاء نظام واحد متناغم يعكس قانون تطور المادة. تم حل هذه المهمة المهمة للعلم ببراعة في عام 1869 من قبل العالم الروسي العظيم د. آي مينديليف ، الذي اكتشف القانون الدوري.
اتخذ مندليف كأساس للتنظيم: أ) الوزن الذري و ب) التشابه الكيميائي بين العناصر. أكثر الأسس تشابهًا في خصائص العناصر هو نفس التكافؤ الأعلى. مثل الوزن الذري ( الكتلة الذرية) ، وأعلى تكافؤ للعنصر هو الثوابت الكمية ، العددية ، الملائمة للتنظيم.
بترتيب جميع العناصر الـ 63 المعروفة في ذلك الوقت على التوالي بترتيب زيادة الكتل الذرية ، لاحظ منديليف التكرار الدوري لخصائص العناصر على فترات غير متساوية. نتيجة لذلك ، أنشأ Mendeleev الإصدار الأول من النظام الدوري.
سمحت الطبيعة المنتظمة للتغيير في الكتل الذرية للعناصر على طول الخطوط الرأسية والأفقية للجدول ، فضلاً عن المساحات الفارغة المتكونة فيه ، لمندليف بالتنبؤ بجرأة بوجود عدد من العناصر في الطبيعة لم تكن موجودة بعد. معروفة للعلم في ذلك الوقت وحتى تحدد كتلتها الذرية وخصائصها الأساسية ، بناءً على عناصر الموقع المفترضة في الجدول. لا يمكن القيام بذلك إلا على أساس نظام يعكس بموضوعية قانون تطور المادة. صاغ د. إي مينديليف جوهر القانون الدوري في عام 1869: "إن خصائص الأجسام البسيطة ، وكذلك أشكال وخصائص مركبات العناصر ، تعتمد بشكل دوري على القيمة الأوزان الذرية(الكتلة) ".
النظام الدوريعناصر.
في عام 1871 ، أعطى D.I Mendeleev الإصدار الثاني من النظام الدوري (ما يسمى ب نموذج قصيرالجدول) ، حيث يكشف عن درجات مختلفة من العلاقة بين العناصر. أتاح هذا الإصدار من النظام لمندليف التنبؤ بوجود 12 عنصرًا ووصف خصائص ثلاثة منهم بدقة عالية جدًا. بين عامي 1875 و 1886 تم اكتشاف هذه العناصر الثلاثة وتم الكشف عن تطابق كامل لخصائصها مع تلك التي تنبأ بها العالم الروسي العظيم. تلقت هذه العناصر الأسماء التالية: سكانديوم ، غاليوم ، جرمانيوم. بعد ذلك ، حصل القانون الدوري على اعتراف عالمي كقانون موضوعي للطبيعة وهو الآن أساس الكيمياء والفيزياء والعلوم الطبيعية الأخرى.
النظام الدوري للعناصر الكيميائية هو تعبير بياني عن القانون الدوري. من المعروف أن عددًا من القوانين ، بالإضافة إلى الصياغات اللفظية ، يمكن تصويرها بيانياً والتعبير عنها الصيغ الرياضية. هذا هو القانون الدوري. فقط القواعد الرياضية المتأصلة فيه ، والتي سيتم مناقشتها أدناه ، لم يتم توحيدها بعد بواسطة صيغة عامة. معرفة النظام الدوري يسهل دراسة المقرر كيمياء عامة.
يختلف تصميم النظام الدوري الحديث ، من حيث المبدأ ، قليلاً عن إصدار 1871. يتم ترتيب رموز العناصر في النظام الدوري في أعمدة رأسية وأفقية. هذا يؤدي إلى توحيد العناصر في مجموعات ومجموعات فرعية وفترات. يحتل كل عنصر خلية معينة في الجدول. الرسوم البيانية العمودية هي مجموعات (ومجموعات فرعية) ، والرسوم البيانية الأفقية هي فترات (وسلاسل).
مجموعةتسمى مجموعة من العناصر لها نفس التكافؤ في الأكسجين. يتم تحديد هذا التكافؤ الأعلى من خلال رقم المجموعة. نظرًا لأن مجموع التكافؤات الأعلى للأكسجين والهيدروجين للعناصر غير المعدنية هو ثمانية ، فمن السهل تحديد الصيغة الأعلى من خلال رقم المجموعة. مركب الهيدروجين. لذلك ، بالنسبة للفوسفور - أحد عناصر المجموعة الخامسة - أعلى تكافؤ في الأكسجين هو خمسة ، وصيغة أعلى أكسيد هي P2O5 ، وصيغة المركب مع الهيدروجين هي PH3. بالنسبة للكبريت ، وهو عنصر من المجموعة السادسة ، فإن صيغة أعلى أكسيد هي SO3 ، وأعلى مركب مع الهيدروجين هو H2S.
بعض العناصر لها تكافؤ أعلى لا يساوي عدد مجموعاتها. هذه الاستثناءات هي النحاس النحاس ، الفضة Ag ، الذهب Au. هم في المجموعة الأولى ، لكن تكافؤهم يختلف من واحد إلى ثلاثة. على سبيل المثال ، هناك مركبات: CuO ؛ منذ؛ Cu2O3 ؛ Au2O3. يتم وضع الأكسجين في المجموعة السادسة ، على الرغم من أن مركباته ذات التكافؤ الأعلى من اثنين لا يتم العثور عليها مطلقًا. الفلور P - أحد عناصر المجموعة السابعة - أحادي التكافؤ في أهم مركباته ؛ البروم Br - أحد عناصر المجموعة السابعة - خماسي التكافؤ إلى أقصى حد. هناك استثناءات كثيرة بشكل خاص في المجموعة الثامنة. يحتوي على عنصرين فقط: الروثينيوم رو والأوزميوم Os يعرضان تكافؤًا ثمانية ، أكاسيدهما الأعلى لها الصيغتان RuO4 و OsO4. تكافؤ العناصر المتبقية من المجموعة VIII أقل بكثير.
في البداية ، تألف النظام الدوري لمندليف من ثماني مجموعات. في نهاية القرن التاسع عشر. تم اكتشاف العناصر الخاملة ، وتوقعها العالم الروسي ن. أ.موروزوف ، وتم تجديد النظام الدوري بالمجموعة التاسعة على التوالي - صفر في العدد. يعتبر العديد من العلماء الآن أنه من الضروري العودة إلى تقسيم جميع العناصر مرة أخرى إلى 8 مجموعات. هذا يجعل النظام أكثر رشاقة ؛ من مواقف المجموعات الثمانية ، تصبح بعض القواعد والقوانين أكثر وضوحًا.
يتم توزيع عناصر المجموعة وفقًا لـ مجموعات فرعية. تجمع المجموعة الفرعية بين عناصر مجموعة معينة أكثر تشابهًا في خواصها الكيميائية. يعتمد هذا التشابه على التشابه في بنية غلاف الإلكترون لذرات العناصر. في النظام الدوري ، يتم وضع رموز عناصر كل مجموعة فرعية رأسيًا بدقة.
في المجموعات السبع الأولى ، هناك مجموعة فرعية رئيسية واحدة ومجموعة فرعية واحدة ؛ في المجموعة الثامنة هناك مجموعة فرعية رئيسية واحدة ، "عناصر خاملة" ، وثلاثة عناصر ثانوية. عادةً ما يُعطى اسم كل مجموعة فرعية باسم العنصر العلوي ، على سبيل المثال: مجموعة فرعية من الليثيوم (Li-Na-K-Rb-Cs-Fr) ، ومجموعة فرعية من الكروم (Cr-Mo-W). بينما عناصر نفس المجموعة الفرعية هي نظائرها الكيميائية ، وأحيانًا تختلف عناصر المجموعات الفرعية المختلفة لنفس المجموعة بشكل حاد جدًا في خصائصها. الملكية المشتركةبالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية الرئيسية والثانوية لنفس المجموعة ، يوجد أساسًا نفس أعلى تكافؤ للأكسجين. لذلك ، المنغنيز Mn والكلور C1 ، اللذان يقعان في مجموعات فرعية مختلفة من المجموعة السابعة ، لا يوجد بينهما أي شيء مشترك كيميائيًا: المنغنيز معدن ، والكلور مادة غير معدنية نموذجية. ومع ذلك ، فإن صيغ أكاسيدها الأعلى والهيدروكسيدات المقابلة لها متشابهة: Mn2O7 - Cl2O7 ؛ HMnO4 - HC1O4.
في الجدول الدوري ، يوجد صفان أفقيان من 14 عنصرًا يقعان خارج المجموعات. عادة ما يتم وضعها في أسفل الجدول. يتكون أحد هذه الصفوف من عناصر تسمى اللانثانيدات (حرفيا: على غرار اللانثانم) ، الصف الآخر - عناصر الأكتينيدات (على غرار الأكتينيوم). توجد رموز الأكتينيد أسفل رموز اللانثانيد. يكشف هذا الترتيب عن 14 مجموعة فرعية أقصر ، كل منها يتكون من عنصرين: هذه هي الجانب الثاني ، أو مجموعات فرعية لانثانيد أكتينيد.
على أساس ما قيل ، هناك: أ) المجموعات الفرعية الرئيسية ، ب) المجموعات الفرعية الجانبية و ج) المجموعات الفرعية للجانب الثاني (اللانثانيد - الأكتينيد).
وتجدر الإشارة إلى أن بعض المجموعات الفرعية الرئيسية تختلف أيضًا عن بعضها البعض في بنية ذرات عناصرها. بناءً على ذلك ، يمكن تقسيم جميع المجموعات الفرعية للنظام الدوري إلى 4 التصنيفات.
I. المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعتين الأولى والثانية (مجموعات فرعية من الليثيوم والبريليوم).
ثانيًا. ستة مجموعات فرعية رئيسية III - IV - V - VI - VII - VIII (مجموعات فرعية من البورون والكربون والنيتروجين والأكسجين والفلور والنيون).
ثالثا. عشر مجموعات فرعية ثانوية (واحدة في كل مجموعة من الأولى إلى السابعة وثلاثة في المجموعة الثامنة). JFC
رابعا. أربعة عشر مجموعة فرعية من اللانثانيدات - الأكتينيد.
عدد المجموعات الفرعية لهذه الفئات الأربع هو تقدم حسابي: 2-6-10-14.
وتجدر الإشارة إلى أن العنصر العلوي لأي مجموعة فرعية رئيسية يقع في الفترة 2 ؛ العنصر العلوي لأي جانب - في الفترة الرابعة ؛ العنصر العلوي لأي مجموعة فرعية من اللانثانيدات - الأكتينيد هو في الفترة السادسة. وهكذا ، مع كل فترة زوجية جديدة من النظام الدوري ، تظهر فئات جديدة من المجموعات الفرعية.
كل عنصر ، باستثناء كونه في مجموعة معينة ومجموعة فرعية ، هو أيضًا في إحدى الفترات السبع.
الفترة هي عبارة عن سلسلة من العناصر ، تتغير خلالها خصائصها بترتيب التعزيز التدريجي من المعدن النموذجي إلى غير المعدني النموذجي (المعدني). تنتهي كل فترة بعنصر خامل. عندما تضعف الخصائص المعدنية ، تبدأ الخصائص غير المعدنية في الظهور في العناصر وتزداد تدريجياً ؛ في منتصف الفترات ، توجد عادة عناصر تجمع ، بدرجة أو بأخرى ، الخصائص المعدنية وغير المعدنية. غالبًا ما تسمى هذه العناصر مذبذب.
تكوين الفترات.
الفترات ليست موحدة في عدد العناصر المدرجة فيها. الثلاثة الأولى تسمى صغيرة ، والأربعة الأخرى تسمى كبيرة. على التين. 8 يوضح تكوين الفترات. يتم التعبير عن عدد العناصر في أي فترة بواسطة الصيغة 2p2 حيث n عدد صحيح. في الفترتين 2 و 3 هناك 8 عناصر لكل منهما ؛ في 4 و 5 - 18 عنصرًا لكل منهما ؛ في 6-32 عنصرًا ؛ في 7 ، لم تنته بعد ، هناك 18 عنصرًا ، على الرغم من أنه من الناحية النظرية يجب أن يكون هناك أيضًا 32 عنصرًا.
الفترة الأصلية 1. يحتوي على عنصرين فقط: الهيدروجين H والهيليوم He. يحدث انتقال الخصائص من المعدن إلى غير المعدني: هنا في عنصر مذبذب نموذجي - الهيدروجين. هذا الأخير ، وفقًا لبعض الخصائص المعدنية المتأصلة فيه ، يقود المجموعة الفرعية من الفلزات القلوية ، وفقًا لخصائصه غير المعدنية ، فهو يقود المجموعة الفرعية من الهالوجينات. لذلك غالبًا ما يتم وضع الهيدروجين في النظام الدوري مرتين - في المجموعتين 1 و 7.
يؤدي التركيب الكمي المختلف للفترات إلى نتيجة مهمة: العناصر المجاورة للفترات الصغيرة ، على سبيل المثال ، الكربون C والنيتروجين N ، تختلف بشكل حاد عن بعضها البعض في خصائصها ، بينما العناصر المجاورة ذات الفترات الكبيرة ، على سبيل المثال ، الرصاص و البزموت Bi ، هي أقرب بكثير في الخصائص لبعضها البعض.لأن التغيير في طبيعة العناصر في فترات كبيرة يحدث في قفزات صغيرة. في أقسام منفصلة لفترات طويلة ، حتى هذا الانخفاض البطيء في الفلزية لوحظ أن العناصر المجاورة تتشابه كثيرًا في خواصها الكيميائية. هذا ، على سبيل المثال ، هو ثالوث عناصر الفترة الرابعة: الحديد - الحديد - الكوبالت - النيكل - النيكل - النيكل ، والذي يطلق عليه غالبًا "عائلة الحديد". التشابه الأفقي (القياس الأفقي) يتداخل هنا حتى التشابه الرأسي (القياس الرأسي) ؛ وبالتالي ، فإن عناصر المجموعة الفرعية للحديد - الحديد والروثينيوم والأوزميوم - أقل تشابهًا كيميائيًا مع بعضها البعض من عناصر "عائلة الحديد".
معظم مثال رئيسيالتشبيه الأفقي هو اللانثانيدات. كل منهم متشابه كيميائيا مع بعضها البعض و lanthanum La. في الطبيعة ، توجد في الشركات ، من الصعب فصلها ، أعلى معدل تكافؤ نموذجي لمعظمها هو 3. تم العثور على دورية داخلية خاصة في اللانثانيدات: كل ثامن منها ، بترتيب الترتيب ، يتكرر إلى حد ما خصائص وحالات التكافؤ الأولى ، أي الذي يبدأ منه العد. وبالتالي ، فإن terbium Tb يشبه السيريوم Ce ؛ اللوتيتيوم لو - إلى الجادولينيوم Gd.
الأكتينيدات تشبه اللانثانيدات ، لكن تشابهها الأفقي يتجلى بدرجة أقل بكثير. أعلى تكافؤ لبعض الأكتينيدات (على سبيل المثال ، اليورانيوم U) يصل إلى ستة. ممكن أساسًا ومن بينها الدورية الداخلية لم يتم تأكيدها بعد.
ترتيب العناصر في النظام الدوري. قانون موزلي.
قام DI Mendeleev بترتيب العناصر في تسلسل معين ، يسمى أحيانًا "سلسلة Mendeleev". بشكل عام ، يرتبط هذا التسلسل (الترقيم) بزيادة في الكتل الذرية للعناصر. ومع ذلك ، هناك استثناءات. أحيانًا يكون المسار المنطقي لـ التغيير في التكافؤ يتعارض مع مسار التغيير في الكتل الذرية في مثل هذه الحالات ، هناك حاجة إلى إعطاء الأفضلية لأي من هاتين الأساسيتين للتنظيم. في بعض الحالات ، انتهك DI Mendeleev مبدأ ترتيب العناصر وفقًا للكتل الذرية المتزايدة والاعتماد على التشابه الكيميائي بين العناصر.إذا كان منديليف قد وضع النيكل قبل الكوبالت واليود الأول قبل تي تيلوريوم ، فإن هذه العناصر ستندرج في مجموعات فرعية ومجموعات لا تتوافق مع خصائصها وأعلى مستوياتها تكافؤ.
في عام 1913 ، لاحظ العالم الإنجليزي ج. غيوم الكاثود. اتضح أن الجذور التربيعيةمن القيم المتبادلة للأطوال الموجية لهذه الأشعة ترتبط خطيًا بالأرقام التسلسلية للعناصر المقابلة. أتاح قانون G. Moseley التحقق من صحة "سلسلة Mendeleev" وأكد خلوها من العيوب.
دعنا ، على سبيل المثال ، قيم العنصرين رقم 20 ورقم 30 معروفة ، وأرقامهما في النظام لا تسبب لنا شكوكًا. ترتبط هذه القيم بالأرقام المحددة في علاقة خطية. للتحقق ، على سبيل المثال ، من صحة الرقم المخصص للكوبالت (27) ، واستنادًا إلى الكتلة الذرية ، يجب أن يحتوي النيكل على هذا الرقم ، ويتم تشعيعه بأشعة الكاثود: ونتيجة لذلك ، تنبعث الأشعة السينية من الكوبالت . تحللها إلى مناسبة حواجز شبكية(على البلورات) نحصل على طيف هذه الأشعة ، وبعد اختيار أوضح الخطوط الطيفية ، نقيس الطول الموجي () للحزمة المقابلة لهذا الخط ؛ ثم ضع القيمة على الإحداثي جانبًا. من النقطة A التي تم الحصول عليها ، نرسم خطًا مستقيمًا موازٍ لمحور x ، حتى يتقاطع مع الخط المستقيم المحدد مسبقًا. من نقطة التقاطع B ، نخفض العمود العمودي على محور الإحداثي: سيوضح لنا بدقة عدد الكوبالت الذي يساوي 27. لذلك ، تم تلقي النظام الدوري لعناصر DI Mendeleev - ثمرة الاستنتاجات المنطقية للعالم تأكيد تجريبي.
الصياغة الحديثة للقانون الدوري. المعنى الماديالرقم الترتيبي للعنصر.
بعد عمل G. يسمى الآن ، العدد الذري للعنصر. تم الكشف عن المعنى المادي لهذا الثابت في عام 1920 من خلال عمل العالم الإنجليزي د. أثبت D. Chadwick تجريبياً أن الرقم الترتيبي لعنصر ما يساوي عدديًا قيمة الشحنة الموجبة Z للنواة الذرية لهذا العنصر ، أي عدد البروتونات في النواة. اتضح أن D.I Mendeleev ، دون أدنى شك في ذلك ، رتب العناصر في تسلسل يتوافق تمامًا مع الزيادة في شحنة نوى ذراتهم.
في الوقت نفسه ، ثبت أيضًا أن ذرات نفس العنصر يمكن أن تختلف عن بعضها البعض في كتلتها ؛ تسمى هذه الذرات بالنظائر. يمكن استخدام الذرات كمثال: و. في الجدول الدوري ، تحتل نظائر العنصر نفسه خلية واحدة. فيما يتعلق باكتشاف النظائر ، تم توضيح مفهوم العنصر الكيميائي. حاليا عنصر كيميائييسمى نوع الذرات التي لها نفس الشحنة النووية - نفس عدد البروتونات في النواة. كما تم تنقيح صياغة القانون الدوري. تنص الصياغة الحديثة للقانون على أن خصائص العناصر ومركباتها تعتمد بشكل دوري على حجم وشحنة نوى ذراتها.
الخصائص الأخرى للعناصر المرتبطة ببنية الطبقات الإلكترونية الخارجية للذرات والأحجام الذرية وطاقة التأين وغيرها من الخصائص تتغير أيضًا بشكل دوري.
النظام الدوري وهيكل الأصداف الإلكترونية لذرات العناصر.
في وقت لاحق ، وجد أن الرقم التسلسلي للعنصر ليس فقط له معنى مادي عميق ، ولكن أيضًا المفاهيم الأخرى التي تم اعتبارها سابقًا في وقت سابق اكتسبت أيضًا معنى ماديًا بشكل تدريجي. على سبيل المثال ، يكشف رقم المجموعة ، الذي يشير إلى أعلى تكافؤ للعنصر ، عن الحد الأقصى لعدد الإلكترونات لذرة عنصر معين يمكنه المشاركة في التكوين رابطة كيميائية.
تبين أن رقم الفترة ، بدوره ، مرتبط بعدد مستويات الطاقة الموجودة في غلاف الإلكترون لذرة عنصر في فترة معينة.
وهكذا ، على سبيل المثال ، تعني "إحداثيات" القصدير Sn (الرقم التسلسلي 50 ، الفترة 5 ، المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الرابعة) أن هناك 50 إلكترونًا في ذرة القصدير ، موزعة على 5 مستويات للطاقة ، 4 إلكترونات فقط هي التكافؤ .
المعنى المادي لإيجاد العناصر في مجموعات فرعية من فئات مختلفة مهم للغاية. اتضح أنه بالنسبة للعناصر الموجودة في مجموعات فرعية من الفئة الأولى ، يقع الإلكترون التالي (الأخير) على المستوى الفرعي s من المستوى الخارجي. هذه العناصر تنتمي إلى الأسرة الإلكترونية. بالنسبة لذرات العناصر الموجودة في مجموعات فرعية من الفئة الثانية ، يقع الإلكترون التالي على المستوى الفرعي p من المستوى الخارجي. هذه هي عناصر الأسرة الإلكترونية "p" ، وبالتالي ، فإن الإلكترون الخمسين التالي من ذرات القصدير يقع على المستوى الفرعي p من المستوى الخارجي ، أي مستوى الطاقة الخامس.
بالنسبة لذرات عناصر المجموعات الفرعية من الفئة الثالثة ، يقع الإلكترون التالي على المستوى الفرعي d ، ولكن بالفعل قبل المستوى الخارجي ، هذه عناصر من العائلة الإلكترونية "d". بالنسبة لذرات اللانثانيد والأكتينيد ، يقع الإلكترون التالي على المستوى الفرعي f ، قبل المستوى الخارجي. هذه هي عناصر الأسرة الإلكترونية "f".
ليس من قبيل المصادفة أن أعداد المجموعات الفرعية من هذه الفئات الأربع المذكورة أعلاه ، أي 2-6-10-14 ، تتطابق مع الحد الأقصى لعدد الإلكترونات في المستويات الفرعية s-p-d-f.
لكن اتضح أنه من الممكن حل مشكلة ترتيب ملء غلاف الإلكترون واشتقاق صيغة إلكترونية لذرة من أي عنصر وعلى أساس النظام الدوري الذي يشير بوضوح إلى المستوى والمستوى الفرعي لكل متتالي. إلكترون. يشير النظام الدوري أيضًا إلى وضع العناصر واحدًا تلو الآخر في فترات ومجموعات ومجموعات فرعية وتوزيع إلكتروناتها حسب المستويات والمستويات الفرعية ، لأن كل عنصر له خاصته ، ويميز إلكترونًا آخر. كمثال ، دعونا نحلل تجميع الصيغة الإلكترونية لذرة عنصر الزركونيوم (Zr). يعطي النظام الدوري مؤشرات و "إحداثيات" هذا العنصر: الرقم التسلسلي 40 ، الفترة 5 ، المجموعة الرابعة ، المجموعة الفرعية الجانبية. الاستنتاجات الأولى: أ) كل الإلكترونات الأربعين ، ب) هذه الإلكترونات الأربعين موزعة على خمسة مستويات للطاقة ؛ ج) من بين 40 إلكترونًا ، 4 فقط من التكافؤ ، د) دخل الإلكترون الأربعون التالي المستوى الفرعي d قبل المستوى الخارجي ، أي مستوى الطاقة الرابع. يمكن استخلاص استنتاجات مماثلة حول كل عنصر من العناصر الـ 39 التي تسبق الزركونيوم ، فقط المؤشرات والإحداثيات تكون مختلفة في كل مرة.
لذلك ، تتمثل الطريقة المنهجية لتجميع الصيغ الإلكترونية للعناصر بناءً على النظام الدوري في حقيقة أننا نفكر بالتسلسل في غلاف الإلكترون لكل عنصر على طول المسار إلى العنصر المحدد ، مع تحديد "إحداثياته" إلى أين ذهب إلكترونه التالي في القشرة.
أول عنصرين من الفترة الأولى ، الهيدروجين H والهيليوم ، لا ينتميان إلى عائلة s. ينتقل اثنان من إلكتروناتهم إلى المستوى الفرعي s من المستوى الأول. نكتب: تنتهي الفترة الأولى هنا ، ومستوى الطاقة الأول أيضًا. العنصران التاليان من الفترة الثانية ، الليثيوم لي والبريليوم بي ، موجودان في المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعتين الأولى والثانية. هذه أيضًا عناصر s. سوف تقع إلكتروناتهم التالية في المستوى الفرعي s من المستوى الثاني. نكتب التالي ، 6 عناصر من الفترة الثانية تتبع على التوالي: البورون B ، والكربون C ، والنيتروجين N ، والأكسجين O ، والفلور F ، والنيون. وفقًا لموقع هذه العناصر في المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعات III - Vl ، ستقع إلكتروناتها الستة التالية في المستوى الفرعي p من المستوى الثاني. نكتب: تنتهي الفترة الثانية بعنصر خامل نيون ، ويكتمل أيضًا مستوى الطاقة الثاني. يتبع ذلك عنصرين من الفترة الثالثة من المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعتين الأولى والثانية: الصوديوم والمغنيسيوم المغنيسيوم. هذه هي العناصر s وإلكتروناتها التالية تقع على المستوى الفرعي s من المستوى 3. ثم هناك ستة عناصر من الفترة الثالثة: الألومنيوم Al ، السيليكون Si ، الفوسفور P ، الكبريت S ، الكلور C1 ، الأرجون Ar. وفقًا لموقع هذه العناصر في المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعات من الثالث إلى السادس ، فإن إلكتروناتها التالية ، من بين ستة ، ستكون موجودة في المستوى الفرعي p من المستوى الثالث - تكتمل الفترة الثالثة بواسطة عنصر الأرجون الخامل ، ولكن لم يكتمل مستوى الطاقة الثالث بعد ، بينما لا توجد إلكترونات في المستوى الثالث المحتمل d-sublevel.
يتبع ذلك عنصرين من الفترة الرابعة من المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعتين الأولى والثانية: البوتاسيوم K والكالسيوم Ca. هذه مرة أخرى عناصر s. ستكون إلكتروناتهم التالية في المستوى الفرعي s ، ولكن بالفعل في المستوى الرابع. سيكون من المربح بقوة أكبر أن تبدأ هذه الإلكترونات التالية في ملء المستوى الرابع ، وهو أبعد ما يكون عن النواة ، بدلاً من ملء المستوى الثانوي ثلاثي الأبعاد. نكتب: العناصر العشرة التالية من الفترة الرابعة من رقم 21 scandium Sc إلى رقم 30 zinc Zn موجودة في مجموعات فرعية جانبية III - V - VI - VII - VIII - I - II. نظرًا لأنهم جميعًا عناصر d ، فإن إلكتروناتهم التالية تقع على المستوى الفرعي d قبل المستوى الخارجي ، أي الثالث من النواة. نكتب:
العناصر الستة التالية من الفترة الرابعة: الغاليوم Ga ، الجرمانيوم Ge ، الزرنيخ As ، السيلينيوم Se ، البروم Bromine ، الكريبتون Kr - موجودة في المجموعات الفرعية الرئيسية III - VIIJ من المجموعات. توجد إلكتروناتهم الستة التالية في المستوى الفرعي p من المستوى الخارجي ، أي المستوى الرابع: يتم اعتبار العناصر 3b ؛ يتم الانتهاء من الفترة الرابعة بواسطة عنصر خامل الكريبتون ؛ مكتمل ومستوى الطاقة الثالث. ومع ذلك ، في المستوى 4 ، يتم ملء مستويين فرعيين فقط بالكامل: s و p (من 4 ممكن).
يتبع ذلك عنصرين من الفترة الخامسة من المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعتين الأولى والثانية: رقم 37 روبيديوم Rb ورقم 38 سترونتيوم الأب. هذه عناصر من عائلة s ، وتقع إلكتروناتها التالية على المستوى الفرعي s من المستوى الخامس: العنصران الأخيران - رقم 39 yttrium YU No. 40 zirconium Zr - موجودان بالفعل في مجموعات فرعية جانبية ، أي تنتمي لعائلة د. سيذهب اثنان من إلكتروناتهم التالية إلى المستوى الفرعي d ، قبل المستوى الخارجي ، أي المستوى 4 بتلخيص جميع الإدخالات على التوالي ، نقوم بتكوين الصيغة الإلكترونية لذرة الزركونيوم رقم 40. يمكن تعديل الصيغة الإلكترونية المشتقة لذرة الزركونيوم قليلاً عن طريق ترتيب المستويات الفرعية بترتيب ترقيم مستوياتها:
يمكن بالطبع تبسيط الصيغة المشتقة إلى توزيع الإلكترونات على مستويات الطاقة فقط: Zr - 2 | 8 | 18 | 8 + 2 | 2 (يشير السهم إلى نقطة دخول الإلكترون التالي ؛ يتم وضع خط تحت إلكترونات التكافؤ). لا يكمن المعنى المادي لفئة المجموعات الفرعية فقط في الاختلاف في المكان الذي يدخل فيه الإلكترون التالي إلى غلاف الذرة ، ولكن أيضًا في المستويات التي توجد بها إلكترونات التكافؤ. من مقارنة الصيغ الإلكترونية المبسطة ، على سبيل المثال ، الكلور (الفترة الثالثة ، المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السابعة) ، الزركونيوم (الفترة الخامسة ، المجموعة الفرعية الثانوية للمجموعة الرابعة) واليورانيوم (الفترة السابعة ، المجموعة الفرعية لانثانيد الأكتينيد)
№17 ، С1-2 | 8 | 7
№40 ، Zr - 2 | 8 | 18 | 8+ 2 | 2
№92 ، يو - 2 | 8 | 18 | 32 | 18 + 3 | 8 + 1 | 2
يمكن ملاحظة أنه بالنسبة لعناصر أي مجموعة فرعية رئيسية ، يمكن فقط تكافؤ الإلكترونات من المستوى الخارجي (s و p). بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية الثانوية ، يمكن أن تكون إلكترونات المستوى الخارجي والمستوى الخارجي جزئيًا (s و d) تكافؤًا. في اللانثانيدات وخاصة الأكتينيدات ، يمكن أن توجد إلكترونات التكافؤ على ثلاثة مستويات: خارجي ، خارجي ، وما قبل خارجي. مستخدم، الرقم الإجماليإلكترونات التكافؤ تساوي رقم المجموعة.
خصائص العنصر. طاقة التأين. طاقة تقارب الإلكترون.
يتم إجراء دراسة مقارنة لخصائص العناصر في ثلاثة اتجاهات ممكنة للنظام الدوري: أ) أفقي (حسب الفترة) ، ب) عمودي (حسب المجموعة الفرعية) ، ج) قطري. لتبسيط التفكير ، نستبعد الفترة الأولى والسابع غير المنتهية وكذلك المجموعة الثامنة بأكملها. سيبقى متوازي الأضلاع الرئيسي للنظام ، في الزاوية اليسرى العلوية التي سيكون فيها الليثيوم Li (رقم 3) ، في الزاوية اليسرى السفلية - السيزيوم Cs (رقم 55). في الجزء العلوي الأيمن - الفلور F (رقم 9) ، في أسفل اليمين - أستاتين Аt (رقم 85).
الاتجاهات. في الاتجاه الأفقي من اليسار إلى اليمين ، تتناقص أحجام الذرات تدريجيًا ؛ يحدث هذا نتيجة لتأثير زيادة شحنة النواة على غلاف الإلكترون. في الاتجاه العمودي من أعلى إلى أسفل ، نتيجة لزيادة عدد المستويات ، تزداد أحجام الذرات تدريجياً ؛ في الاتجاه القطري - أقل وضوحًا وأقصر - تظل قريبة. هذه أنماط عامة ، كما هو الحال دائمًا ، هناك استثناءات.
في المجموعات الفرعية الرئيسية ، مع زيادة أحجام الذرات ، أي من أعلى إلى أسفل ، تصبح إزالة الإلكترونات الخارجية أسهل وتصبح إضافة إلكترونات جديدة إلى الذرات أكثر صعوبة. يميز ارتداد الإلكترونات ما يسمى بقدرة العناصر المختزلة ، والتي تعتبر نموذجية بشكل خاص للمعادن. تميز إضافة الإلكترونات القدرة على التأكسد ، وهو أمر نموذجي بالنسبة لغير المعادن. وبالتالي ، من أعلى إلى أسفل في المجموعات الفرعية الرئيسية ، تزداد قوة الاختزال لذرات العناصر ؛ كما تزداد الخصائص المعدنية للأجسام البسيطة المقابلة لهذه العناصر. يتم تقليل القدرة المؤكسدة.
من اليسار إلى اليمين ، وفقًا للفترات ، تكون صورة التغييرات معاكسة: تقل القدرة المختزلة لذرات العناصر ، بينما تزداد المادة المؤكسدة ؛ تزداد الخصائص غير المعدنية للأجسام البسيطة المقابلة لهذه العناصر.
في الاتجاه القطري ، تظل خصائص العناصر قريبة إلى حد ما. ضع في اعتبارك هذا الاتجاه في مثال: البريليوم والألمنيوم 
من البريليوم Be إلى الألومنيوم Al ، يمكن للمرء أن يذهب مباشرة على طول القطر Be → A1 ، ومن الممكن أيضًا من خلال البورون B ، أي على طول قدمين Be → B و B → A1. يفسر تقوية الخصائص غير المعدنية من البريليوم إلى البورون وضعفها من البورون إلى الألمنيوم سبب وجود بعض التشابه بين عنصري البريليوم والألمنيوم ، الموجودين قطريًا ، في الخصائص ، على الرغم من أنهما ليسا في نفس المجموعة الفرعية للجدول الدوري.
وهكذا ، بين النظام الدوري ، بنية ذرات العناصر و الخواص الكيميائيةهناك علاقة وثيقة.
يتم قياس خصائص ذرة أي عنصر - للتبرع بإلكترون وتحويله إلى أيون موجب الشحنة - من خلال إنفاق الطاقة ، والتي تسمى طاقة التأين I *. يتم التعبير عنها في kcal / g-atom أو hJ / g-atom.
كلما انخفضت هذه الطاقة ، كلما كانت ذرة العنصر أقوى تظهر خصائص مختزلة ، كلما كان العنصر معدنيًا ؛ وكلما زادت هذه الطاقة ، كلما أضعف الخواص المعدنية ، زادت قوة الخصائص غير المعدنية للعنصر. تقدر خاصية ذرة أي عنصر لقبول إلكترون وفي نفس الوقت تتحول إلى أيون سالب الشحنة بمقدار الطاقة المنبعثة ، والتي تسمى تقارب الإلكترون الأكثر نشاطًا E ؛ يتم التعبير عنها أيضًا في kcal / g-atom أو kJ / g-atom.
يمكن أن يكون تقارب الإلكترون بمثابة مقياس لقدرة العنصر على إظهار الخصائص غير المعدنية. كلما زادت هذه الطاقة ، كلما زاد العنصر غير المعدني ، وعلى العكس ، كلما انخفضت الطاقة ، زاد العنصر المعدني.
في كثير من الأحيان ، لوصف خصائص العناصر ، يتم استخدام قيمة تسمى كهرسلبية.
هي: تمثل مجموع حسابيطاقة التأين وطاقة تقارب الإلكترون
الثابت هو مقياس اللامعدنية للعناصر. كلما كان حجمه أكبر ، كلما كان العنصر أقوى بخصائصه غير المعدنية.
يجب أن يؤخذ في الاعتبار أن جميع العناصر في الأساس مزدوجة في طبيعتها. يعتبر تقسيم العناصر إلى معادن وغير فلزات ، إلى حد ما ، شرطيًا ، لأنه لا توجد حواف حادة في الطبيعة. مع زيادة الخصائص المعدنية لعنصر ما ، تضعف خصائصه غير المعدنية والعكس صحيح. يمكن اعتبار أكثر العناصر "معدنية" - francium Fr - أقل العناصر "غير معدنية" ، ويمكن اعتبار معظم العناصر "غير المعدنية" - الفلور F - الأقل معدنية.
تلخيصًا لقيم الطاقات المحسوبة - طاقة التأين وطاقة تقارب الإلكترون - نحصل على: بالنسبة للسيزيوم القيمة 90 كيلو كالوري / جرام أ ، للليثيوم 128 كيلو كالوري / جرام ، للفلور = 510 كيلو كالوري / جرام أ. (يتم التعبير عن القيمة أيضًا بـ kJ / g-a.). هذه هي القيم المطلقة للكهرباء. للتبسيط ، استخدم القيم النسبيةالكهربية ، مع الأخذ في الاعتبار الكهربية من الليثيوم (128) كوحدة. ثم بالنسبة للفلور (F) نحصل على:
بالنسبة للسيزيوم (Cs) ، ستكون الكهربية النسبية
على الرسم البياني للتغيرات في الكهربية لعناصر المجموعات الفرعية الرئيسية
مجموعات I-VII. تمت مقارنة الكهربية لعناصر المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعات من الأول إلى السابع. تشير البيانات المقدمة إلى الموضع الحقيقي للهيدروجين في الفترة الأولى ؛ زيادة غير متكافئة في فلزية العناصر ، من أعلى إلى أسفل في مجموعات فرعية مختلفة ؛ بعض التشابه بين العناصر: الهيدروجين - الفوسفور - التيلوريوم (= 2.1) ، البريليوم والألمنيوم (= 1.5) وعدد من العناصر الأخرى. كما يتضح من المقارنات أعلاه ، باستخدام قيم الكهربية ، من الممكن المقارنة تقريبًا مع بعضها البعض ، وعناصر حتى مجموعات فرعية مختلفة ، وفترات مختلفة.
رسم بياني للتغيرات في الكهربية لعناصر المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعات من الأول إلى السابع.
القانون الدوري والنظام الدوري للعناصر لهما أهمية فلسفية وعلمية ومنهجية كبيرة. هم: وسيلة لمعرفة العالم من حولنا. يكشف القانون الدوري عن جوهر الطبيعة الديالكتيكي المادي ويعكسه. يثبت القانون الدوري والنظام الدوري للعناصر بشكل مقنع وحدة وأهمية العالم من حولنا. إنها أفضل تأكيد على صحة السمات الرئيسية للمنهج الديالكتيكي الماركسي للإدراك: أ) العلاقة والاعتماد المتبادل بين الأشياء والظواهر ، ب) استمرارية الحركة والتطور ، ج) انتقال التغيرات الكمية إلى تغييرات نوعية. ، د) صراع ووحدة الأضداد.
تسربت الأهمية العلميةيكمن القانون الدوري في حقيقة أنه يساعد الاكتشافات الإبداعية في مجال العلوم الكيميائية والفيزيائية والمعدنية والجيولوجية والتقنية وغيرها. قبل اكتشاف القانون الدوري ، كانت الكيمياء عبارة عن تراكم لمعلومات واقعية معزولة ، خالية من أي اتصال داخلي. الآن يتم إحضار كل هذا في نظام واحد متماسك. تم إجراء العديد من الاكتشافات في مجال الكيمياء والفيزياء على أساس القانون الدوري والجدول الدوري للعناصر. فتح القانون الدوري الطريق لفهم البنية الداخلية للذرة ونواةها. إنه غني بالاكتشافات الجديدة وتم تأكيده باعتباره قانونًا موضوعيًا للطبيعة لا يتزعزع. تكمن الأهمية المنهجية والمنهجية الكبيرة للقانون الدوري والنظام الدوري للعناصر في حقيقة أنه عند دراسة الكيمياء ، فإنها توفر فرصة لتطوير نظرة الطالب المادية الجدلية للعالم وتسهيل استيعاب مقرر الكيمياء: لا ينبغي لدراسة الكيمياء أن تستند إلى حفظ خصائص العناصر الفردية ومركباتها ، ولكن الحكم على خصائص بسيطة و مواد معقدة، بناءً على الأنماط التي يعبر عنها القانون الدوري والنظام الدوري للعناصر.
الرابع - السابع - فترات كبيرة، لأن تتكون من صفين (زوجي وفردي) من العناصر.
في صفوف حتى من فترات كبيرة تقع معادن نموذجية. تبدأ السلسلة الفردية بمعدن ، ثم تضعف الخصائص المعدنية وتزداد الخصائص غير المعدنية ، وتنتهي الفترة بغاز خامل.
مجموعةهو صف عمودي من علم الكيمياء. العناصر مجتمعة بواسطة الكيمياء. الخصائص.
مجموعة
المجموعة الفرعية الرئيسية المجموعة الفرعية الثانوية
تتضمن المجموعة الفرعية الرئيسية وتشمل المجموعة الفرعية الثانوية
عناصر من كل من العناصر الصغيرة والكبيرة لفترات كبيرة فقط.
فترات.
H ، Li ، Na ، K ، Rb ، Cs ، Fr Cu ، Ag ، Au
صغير كبير كبير
بالنسبة للعناصر المدمجة في نفس المجموعة ، تكون الأنماط التالية مميزة:
1. أعلى تكافؤ للعناصر في المركبات مع الأكسجين(مع استثناءات قليلة) يتوافق مع رقم المجموعة.
قد تظهر أيضًا عناصر المجموعات الفرعية الثانوية تكافؤًا أعلى آخر. على سبيل المثال ، النحاس - عنصر من المجموعة الأولى من المجموعة الفرعية الجانبية - يشكل أكسيد Cu 2 O. ومع ذلك ، فإن الأكثر شيوعًا هي مركبات النحاس ثنائي التكافؤ.
2. في المجموعات الفرعية الرئيسية(من أعلى إلى أسفل) مع زيادة الكتل الذرية ، تزداد الخواص المعدنية للعناصر وتضعف الخواص غير المعدنية.
هيكل الذرة.
لفترة طويلة ، سيطر العلم على الرأي القائل بأن الذرات غير قابلة للتجزئة ، أي لا تحتوي على مكونات أبسط.
ومع ذلك ، في نهاية القرن التاسع عشر ، تم إثبات عدد من الحقائق التي تشهد على ذلك تكوين معقدالذرات وإمكانية تحولاتها المتبادلة.
الذرات عبارة عن تكوينات معقدة مبنية من وحدات هيكلية أصغر.
|
|
ē - الكترون - خارج النواة
بالنسبة للكيمياء ، فإن بنية الغلاف الإلكتروني للذرة لها أهمية كبيرة. تحت قذيفة الإلكترونفهم مجموع كل الإلكترونات في الذرة. عدد الإلكترونات في الذرة يساوي عدد البروتونات ، أي العدد الذري للعنصر ، لأن الذرة متعادلة كهربائيًا.
إن أهم ما يميز الإلكترون هو طاقة ارتباطه بالذرة. تشكل الإلكترونات ذات قيم الطاقة المماثلة واحدًا طبقة إلكترونية.
كل كيمياء. تم ترقيم العنصر في الجدول الدوري.
يتم استدعاء الرقم الذي يستقبله كل عنصر رقم سري.
المعنى المادي للرقم التسلسلي:
1. ما هو الرقم التسلسلي للعنصر ، شحنة نواة الذرة.
2. يدور نفس عدد الإلكترونات حول النواة.
Z = p + Z - رقم العنصر
ن 0 \ u003d أ - ض
ن 0 \ u003d أ - p + A - الكتلة الذرية للعنصر
ن 0 \ u003d أ - ē
على سبيل المثال Li.
المعنى المادي لرقم الفترة.
في أي فترة يكون العنصر ، كم عدد طبقات الإلكترون التي سيحتوي عليها.
| |
لا +2 | |
| |
تحديد العدد الأقصى من الإلكترونات في غلاف إلكترون واحد.
1. حدد اسم العنصر وتسميته. تحديد الرقم التسلسلي للعنصر ، رقم الفترة ، المجموعة ، المجموعة الفرعية. حدد المعنى المادي لمعلمات النظام - الرقم التسلسلي ورقم الفترة ورقم المجموعة. تبرير الموقف في المجموعة الفرعية.
2. حدد عدد الإلكترونات والبروتونات والنيوترونات في ذرة عنصر ، الشحنة النووية ، عدد الكتلة.
3. عمل صيغة إلكترونية كاملة للعنصر ، وتحديد الأسرة الإلكترونية ، وتخصيص مادة بسيطة لفئة المعادن أو اللافلزات.
4. ارسم بيانياً الهيكل الإلكتروني للعنصر (أو المستويين الأخيرين).
5. تصور بيانيا جميع حالات التكافؤ الممكنة.
6. تحديد عدد ونوع إلكترونات التكافؤ.
7. قائمة بجميع التكافؤات الممكنة وحالات الأكسدة.
8. اكتب معادلات الأكاسيد والهيدروكسيدات لجميع حالات التكافؤ. حدد طبيعتها الكيميائية (أكد الإجابة بمعادلات التفاعلات المقابلة).
9. اكتب صيغة مركب الهيدروجين.
10. اسم نطاق هذا العنصر
المحلول.يتوافق سكانديوم مع العنصر ذو العدد الذري 21 في PSE.
1. العنصر في الفترة الرابعة. رقم الفترة يعني عدد مستويات الطاقة في ذرة هذا العنصر ، وهو يحتوي على 4 منها. يقع سكانديوم في المجموعة الثالثة - على المستوى الخارجي للإلكترون الثالث ؛ في المجموعة الجانبية. لذلك ، فإن إلكترونات التكافؤ تقع في المستويات الفرعية 4s و 3 d. يتطابق الرقم التسلسلي عدديًا مع شحنة نواة الذرة.
2. شحنة نواة ذرة سكانديوم +21.
عدد البروتونات والإلكترونات 21 لكل منهما.
عدد النيوترونات A – Z = 45-21 = 24.
التركيب الكلي للذرة: ( 
).
3. الصيغة الإلكترونية الكاملة لسكانديوم:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2.
عائلة الإلكترون: d-element كما في عملية الملء
مدارات د. الهيكل الإلكترونيتنتهي الذرة بإلكترونات s ، لذلك يُظهر سكانديوم خصائص معدنية ؛ مادة بسيطة - معدن.
4. تكوين الرسوم الإلكترونية يشبه:
5. حالات التكافؤ المحتملة بسبب عدد الإلكترونات غير المزدوجة:
- في حالة أساسية:
- في سكانديوم في حالة الإثارة ، سينتقل إلكترون من مدار 4s إلى مدار 4p مجاني ، ويزيد إلكترون واحد غير متزاوج احتمالات التكافؤسكانديوم.
يحتوي Sc ثلاثة إلكترونات تكافؤ في الحالة المثارة.
6. يتم تحديد التكافؤات الممكنة في هذه الحالة من خلال عدد الإلكترونات غير المزاوجة: 1 ، 2 ، 3 (أو I ، II ، III). حالات الأكسدة المحتملة (تعكس عدد الإلكترونات النازحة) +1 ، +2 ، +3 (لأن سكانديوم معدن).
7. التكافؤ الثالث الأكثر تميزًا وثباتًا ، حالة الأكسدة +3. إن وجود إلكترون واحد فقط في الحالة d مسؤول عن الاستقرار المنخفض لتكوين 3d 1 4s 2.
تُظهر سكانديوم ومثيلاتها ، على عكس العناصر d الأخرى ، حالة أكسدة ثابتة تبلغ +3 ، وهذا أعلى درجةالأكسدة ويتوافق مع رقم المجموعة.
8 - صيغ الأكاسيد وطبيعتها الكيميائية:
شكل أكسيد أعلى - (مذبذب) ؛
صيغ الهيدروكسيد: - مذبذب.
معادلات التفاعل التي تؤكد الطبيعة المذبذبة للأكاسيد والهيدروكسيدات:
(فضيحة الليثيوم) ،
(كلوريد سكانديوم) ،
(سداسي هيدروكسي البوتاسيوم (III) ),
(كبريتات سكانديوم).
9. لا يشكل مركبات مع الهيدروجين ، لأنه يقع في المجموعة الفرعية الجانبية وهو عنصر d.
10. تستخدم مركبات سكانديوم في تكنولوجيا أشباه الموصلات.
مثال 2أي من العنصرين ، المنجنيز أم البروم ، له خصائص معدنية أكثر وضوحًا؟
المحلول.هذه العناصر في الفترة الرابعة. نكتب الصيغ الإلكترونية الخاصة بهم:
المنغنيز هو عنصر د ، أي عنصر من مجموعة فرعية جانبية ، والبروم هو
عنصر p للمجموعة الفرعية الرئيسية لنفس المجموعة. على المستوى الإلكتروني الخارجي ، تحتوي ذرة المنغنيز على إلكترونين فقط ، بينما تحتوي ذرة البروم على سبعة إلكترونين. نصف قطر ذرة المنغنيز أقل من نصف قطر ذرة البروم مع نفس عدد قذائف الإلكترون.
النمط الشائع لجميع المجموعات التي تحتوي على عناصر p و d هو غلبة الخصائص المعدنية في العناصر d.
وبالتالي ، فإن الخصائص المعدنية للمنغنيز أكثر وضوحا من تلك الموجودة في البروم.
