الجدول الدوري لديمتري إيفانوفيتش مندليف مناسب للغاية وعالمي في استخدامه. ومنه يمكنك تحديد بعض خصائص العناصر، والأكثر إثارة للدهشة، التنبؤ ببعض خصائص العناصر التي لم يتم اكتشافها بعد، ولم يكتشفها العلماء، العناصر الكيميائية(على سبيل المثال، نحن نعرف بعض خصائص الأونبيهكسيوم المفترض، على الرغم من أنه لم يتم اكتشافه أو تصنيعه بعد).
ما هي الخصائص المعدنية وغير المعدنية
تعتمد هذه الخصائص على قدرة العنصرإعطاء أو جذب الإلكترونات. من المهم أن تتذكر قاعدة واحدة: المعادن تتخلى عن الإلكترونات، واللافلزات تقبلها. وعليه فإن الخواص المعدنية هي قدرة عنصر كيميائي معين على التخلي عن إلكتروناته (من السحابة الإلكترونية الخارجية) إلى عنصر كيميائي آخر. أما بالنسبة لغير المعادن، فالعكس هو الصحيح. كلما زادت سهولة قبول المواد غير المعدنية للإلكترونات، زادت خصائصها غير المعدنية.
لن تقبل المعادن أبدًا إلكترونات من عنصر كيميائي آخر. وهذا أمر طبيعي بالنسبة للعناصر التالية؛
- صوديوم؛
- البوتاسيوم.
- الليثيوم.
- فرنسا وهكذا.
الوضع مشابه مع غير المعادن. يظهر الفلور خصائصه أكثر من جميع اللافلزات الأخرى، فهو يستطيع فقط جذب جزيئات عنصر آخر إلى نفسه، لكنه لن يتخلى عن خاصيته تحت أي ظرف من الظروف. لديها أعظم الخصائص غير المعدنية. ويأتي الأكسجين (حسب خصائصه) مباشرة بعد الفلور. يمكن للأكسجين أن يشكل مركبًا مع الفلور، ويتبرع بإلكتروناته، لكنه يزيل الجزيئات السالبة من العناصر الأخرى.
قائمة اللافلزات ذات الخصائص الأكثر وضوحًا:
- الفلور.
- الأكسجين.
- نتروجين؛
- الكلور.
- البروم.
يتم تفسير الخصائص غير المعدنية والمعدنية من خلال حقيقة أن كل شيء المواد الكيميائيةنسعى جاهدين لإكمال مستوى الطاقة لديهم. وللقيام بذلك، يجب أن يحتوي المستوى الإلكتروني الأخير على 8 إلكترونات. تحتوي ذرة الفلور على 7 إلكترونات في غلافها الإلكتروني الأخير، وفي محاولة لإكمالها، تجذب إلكترونًا واحدًا آخر. تحتوي ذرة الصوديوم على إلكترون واحد على غلافها الخارجي، للحصول على 8، من الأسهل إعطائها 1، وفي المستوى الأخير سيكون هناك 8 جزيئات سالبة الشحنة.
لا تتفاعل الغازات النبيلة مع المواد الأخرى على وجه التحديد لأن مستوى طاقتها قد اكتمل، فهي لا تحتاج إلى جذب الإلكترونات أو التخلي عنها.
كيف تتغير الخصائص المعدنية في الجدول الدوري
يتكون الجدول الدوري لمندليف من مجموعات وفترات. يتم ترتيب الفترات أفقيًا بحيث تشتمل الدورة الأولى على: الليثيوم، والبريليوم، والبورون، والكربون، والنيتروجين، والأكسجين، وهكذا. يتم ترتيب العناصر الكيميائية بدقة حسب العدد الذري المتزايد.
يتم ترتيب المجموعات رأسيًا بحيث تشتمل المجموعة الأولى على: الليثيوم، والصوديوم، والبوتاسيوم، والنحاس، والروبيديوم، والفضة، وهكذا. يشير رقم المجموعة إلى عدد الجزيئات السالبة على المستوى الخارجي لعنصر كيميائي معين. بينما يشير رقم الفترة إلى عدد السحب الإلكترونية.
يتم تعزيز الخصائص المعدنية على التواليمن اليمين إلى اليسار أو بمعنى آخر تضعف في هذه الفترة. أي أن المغنيسيوم له خصائص معدنية أكبر من الألومنيوم، ولكن أقل من الصوديوم. ويحدث ذلك لأنه خلال فترة معينة يزداد عدد الإلكترونات الموجودة في الغلاف الخارجي، وبالتالي يصعب على العنصر الكيميائي أن يتخلى عن إلكتروناته.
في المجموعة، كل شيء على العكس من ذلك، تزداد الخصائص المعدنية في الصف من الأعلى إلى الأسفل. على سبيل المثال، يبدو البوتاسيوم أقوى من النحاس، ولكنه أضعف من الصوديوم. تفسير ذلك بسيط للغاية: عدد قذائف الإلكترونوكلما ابتعد الإلكترون عن النواة كلما زاد أبسط للعنصرتخلى عنها. قوة الجذب بين نواة الذرة والإلكترون في الغلاف الأول أكبر منها بين النواة والإلكترون في الغلاف الرابع.
دعونا نقارن عنصرين - الكالسيوم والباريوم. الباريوم له قيمة أقل في الجدول الدوري من الكالسيوم. وهذا يعني أن الإلكترونات الموجودة في الغلاف الخارجي للكالسيوم تقع بالقرب من النواة، وبالتالي فهي تنجذب بشكل أفضل من إلكترونات الباريوم.
من الصعب مقارنة العناصر الموجودة في مجموعات وفترات مختلفة. خذ الكالسيوم والروبيديوم، على سبيل المثال. الروبيديوم سوف يعطي جزيئات سلبية أفضل من الكالسيوم. لأنه يقف أدناه وإلى اليسار. ولكن باستخدام الجدول الدوري فقط، من المستحيل الإجابة بشكل لا لبس فيه على هذا السؤال من خلال مقارنة المغنيسيوم والسكانديوم (نظرًا لأن أحد العناصر أقل وإلى اليمين والآخر أعلى وإلى اليسار). لمقارنة هذه العناصر، ستحتاج إلى جداول خاصة (على سبيل المثال، السلسلة الكهروكيميائية من الفولتية المعدنية).
كيف تتغير الخصائص غير المعدنية في الجدول الدوري؟
تتغير الخواص غير المعدنية في الجدول الدوري لمندليف بطريقة معاكسة تمامًا للخصائص المعدنية. في الأساس، هاتان الخاصيتان متضادتان.
وتتكثف في هذه الفترة (على التوالي من اليمين إلى اليسار). على سبيل المثال، يمكن للكبريت أن يجذب إلكترونات أقل من الكلور، ولكن أكثر من الفوسفور. تفسير هذه الظاهرة هو نفسه. عدد الجزيئات سالبة الشحنة لكل الطبقة الخارجيةيزداد وبالتالي يسهل على العنصر إنهاء مستوى طاقته.
تتناقص الخصائص غير المعدنية من الأعلى إلى الأسفل (في المجموعة). على سبيل المثال، الفوسفور قادر على إطلاق جزيئات سالبة الشحنة أكثر من النيتروجين، لكنه في الوقت نفسه قادر على جذب أفضل من الزرنيخ. تنجذب جزيئات الفوسفور إلى النواة بشكل أفضل من جزيئات الزرنيخ، مما يمنحها ميزة العامل المؤكسد في تفاعلات تقليل وزيادة حالة الأكسدة (تفاعلات الأكسدة والاختزال).
قارن، على سبيل المثال، الكبريت والزرنيخ. الكبريت أعلى وإلى اليمين، مما يعني أنه من الأسهل عليه إكمال مستوى الطاقة. مثل المعادن، يصعب مقارنة اللافلزات إذا كانت في مجموعات وفترات مختلفة. على سبيل المثال، الكلور والأكسجين. أحد هذه العناصر أعلى وإلى اليسار والآخر أقل وإلى اليمين. للإجابة علينا الرجوع إلى جدول السالبية الكهربية لللافلزات، والذي نرى منه أن الأكسجين يجذب الجزيئات السالبة بسهولة أكبر من الكلور.
الجدول الدوري لمندليفيساعد على معرفة ليس فقط عدد البروتونات في الذرة، الكتلة الذريةوالرقم التسلسلي، ولكنه يساعد أيضًا في تحديد خصائص العناصر.
فيديو
سيساعدك الفيديو على فهم أنماط خواص العناصر الكيميائية ومركباتها حسب الفترات والمجموعات.
محاضرة: أنماط التغيرات في خواص العناصر ومركباتها حسب الدورات والمجموعات
القانون د. مندليف
نجح العالم الروسي D. I. Mendeleev في العديد من مجالات العلوم. ومع ذلك، فإن شهرته الكبرى جاءت بفضل الاكتشاف الفريد للقانون الدوري للعناصر الكيميائية في عام 1869. في البداية، بدا الأمر على النحو التالي: "خصائص جميع العناصر، ونتيجة لذلك، صفات العناصر البسيطة التي تشكلها". ، إلى جانب المواد المعقدة، والوقوف بشكل دوري اعتمادا على وزنها الذري.
حاليا، صياغة القانون مختلفة. والحقيقة هي أنه في وقت اكتشاف القانون، لم يكن لدى العلماء أي فكرة عن بنية الذرة، ولكن الوزن الذريتم أخذ وزن العنصر الكيميائي . بعد دراسة الذرة بنشاط والحصول على معلومات جديدة حول بنيتها، تم استخلاص قانون مناسب اليوم: " خواص الذرات الكيميائية . العناصر والمواد البسيطة التي تتكون منها بالاعتماد الدوري على شحنات نوى ذراتها."
يتم التعبير عن القانون أيضًا بيانيًا. والجدول يوضح ذلك بوضوح:
الجدول الدوري د. مندليف
وفي هذا الدرس سنتعلم أن نستخرج منه المعلومات المهمة والضرورية لفهم العلم. ترى خطوط فيه. هذا فترات. هناك سبعة منهم في المجموع. تذكر من الدرس السابق أن عدد كل فترة يوضح عدد مستويات الطاقة التي توجد بها إلكترونات ذرة العنصر الكيميائي. على سبيل المثال، الصوديوم (Na) والمغنيسيوم (Mg) موجودان في الدورة الثالثة، مما يعني أن إلكتروناتهما تقع على ثلاثة مستويات الطاقة. تبدأ جميع الفترات، باستثناء الفترة الأولى الفلزات القلوية، وتنتهي بالغاز النبيل.
التكوين الإلكترونية:
الفلزات القلوية - نانوثانية 1,
الغاز النبيل - ن2 ص6باستثناء الهيليوم (He) - 1س 2.
أين ن - هو رقم الفترة.
نرى أيضًا أعمدة رأسية في الجدول - هذه هي مجموعات. في بعض الجداول يمكنك رؤية 18 مجموعة مرقمة بالأرقام العربية. يُسمى هذا الشكل من الجدول بالطويل، وقد ظهر بعد اكتشاف الاختلافات بين عناصر D وعناصر s وp. لكن التقليدي الذي ابتكره مندليف موجود نموذج قصيرحيث يتم تجميع العناصر في 8 مجموعات مرقمة بالأرقام الرومانية:
في المستقبل، سوف نستخدم الجدول القصير المألوف والمألوف لك بالفعل.إذًا ما هي المعلومات التي توفرها لنا أرقام المجموعات؟ ومن الرقم نكتشف عدد الإلكترونات التي تشكل روابط كيميائية. انهم يسمى التكافؤ. تنقسم 8 مجموعات إلى مجموعتين فرعيتين: الرئيسية والثانوية.
- ما المعلومات الأخرى التي يمكننا استخلاصها من الجدول؟ ترى أنه تم تعيين رقم تسلسلي لكل عنصر. كما أنها ليست مصادفة. بناءً على رقم العنصر، يمكننا الحكم على عدد الإلكترونات الموجودة في ذرة عنصر معين. على سبيل المثال، الكالسيوم (Ca) رقمه 20، مما يعني وجود 20 إلكترونًا في ذرته.
يتضمن المستوى الرئيسي إلكترونات المستويات الفرعية s و p. هذه هي المجموعات الفرعية IA، IIA، IIIA، IVA، VA، VIA، VIIA وVIIIA. على سبيل المثال، الألومنيوم (Al)، وهو عنصر من المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة III، لديه ... 3s 2 3p 1 إلكترونات التكافؤ.
تحتوي العناصر الموجودة في مجموعات فرعية جانبية على إلكترونات من المستوى الفرعي d. الآثار الجانبية هي مجموعات IB، IIB، IIIB، IVB، VB، VIB، VIIB وVIIIB. على سبيل المثال، المنغنيز (Mn)، وهو عنصر من عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السابعة، لديه إلكترونات تكافؤ ثلاثية الأبعاد 5 4s 2.
في الجدول القصير، تتم الإشارة إلى عناصر s باللون الأحمر، وعناصر p باللون الأصفر، وعناصر d باللون الأزرق، وعناصر f باللون الأبيض.
الاستنتاج الآخر الذي يمكن استخلاصه من الجدول هو أنه كلما زاد العدد الذري لعنصر ما، قل نصف قطر الذرة. لماذا؟ والحقيقة هي أنه مع زيادة العدد الإجمالي للإلكترونات، يتناقص نصف قطر الذرة. كلما زاد عدد الإلكترونات، زادت طاقة ارتباطها بالنواة. على سبيل المثال، نواة ذرة الفسفور (P) تحمل إلكترونات مستواها الخارجي بقوة أكبر بكثير من نواة ذرة الصوديوم (Na) التي تحتوي على إلكترون واحد في المستوى الخارجي. وإذا تفاعلت ذرات الفوسفور والصوديوم، فإن الفوسفور سيأخذ هذا الإلكترون بعيدًا عن الصوديوم لأن الفسفور أكثر سالبية كهربية. وتسمى هذه العملية السالبية الكهربية. تذكر أنه عند الانتقال إلى اليمين على طول صف واحد من العناصر في الجدول، تزداد السالبية الكهربية الخاصة بها، وتنخفض داخل مجموعة فرعية واحدة. سنتحدث عن خاصية العناصر هذه بمزيد من التفصيل في الدروس التالية.
يتذكر:
1. في الفترات التي يزداد فيها الرقم التسلسلي يمكننا ملاحظة:- زيادة الشحنة النووية وانخفاض نصف القطر الذري؛
- زيادة في عدد الإلكترونات الخارجية.
- زيادة التأين والسالبية الكهربية.
- زيادة في خصائص الأكسدة غير المعدنية وانخفاض في خصائص الاختزال المعدنية؛
- زيادة الحموضة وإضعاف قاعدية الهيدروكسيدات والأكاسيد.
- زيادة الشحنة النووية وزيادة نصف القطر الذري؛
- الحد من التأين والكهربية.
- انخفاض في خصائص الأكسدة غير المعدنية وزيادة في خصائص الاختزال المعدنية؛
- زيادة القاعدية وإضعاف حموضة الهيدروكسيدات والأكاسيد.
التأينهي عملية تحويل الذرات إلى أيونات (كاتيونات موجبة الشحنة أو أنيونات سالبة الشحنة) أثناء التفاعل الكيميائي.
كهرسلبيةهي قدرة الذرةل جذب الإلكترون من ذرة أخرى أثناء التفاعلات الكيميائية.
أكسدة- عملية نقل الإلكترون من ذرة اختزال (مانحة الإلكترون) إلى ذرة مؤكسدة (مستقبلة الإلكترون) وزيادة حالة الأكسدة لذرة المادة.
هناك ثلاث حالات أكسدة:
- مع وجود كهربية عالية للعنصر، فإنه يجذب الإلكترونات بقوة أكبر وتكتسب ذراته حالة أكسدة سلبية (على سبيل المثال، الفلور لديه دائمًا حالة أكسدة تساوي 1)؛
- عند انخفاض السالبية الكهربية، يتخلى العنصر عن الإلكترونات ويكتسب حالة أكسدة موجبة (جميع المعادن لها درجة +، على سبيل المثال، البوتاسيوم +1، الكالسيوم +2، الألومنيوم +3)؛
- ذرات المواد البسيطة المكونة من عنصر واحد، والذرات ذات الذرات العالية والحرة درجة صفر.
(ز) له طابع دوري. خلال فترة واحدة مع زيادة زهناك ميل لتقليل حجم الذرات. على سبيل المثال، في الدورة الثانية يكون لنصف القطر الذري القيم التالية:
|
ص ، نانومتر |
0,155 |
0,113 |
0,091 |
0,077 |
0,071 |
0,066 |
0,064 |
ويفسر ذلك بزيادة جذب الإلكترونات الموجودة في الطبقة الخارجية للنواة مع زيادة شحنة النواة. في المجموعات الفرعية من الأعلى إلى الأسفل، يزداد نصف القطر الذري، لأن يزيد عدد الطبقات الإلكترونية:
|
ص ، نانومتر |
ص ، نانومتر |
||
|
0,155 |
0,071 |
||
|
0,189 |
0,130 |
||
|
0,236 |
0,148 |
||
|
0,248 |
0,161 |
||
|
0,268 |
0,182 |
إن فقدان الذرة للإلكترونات يؤدي إلى نقص الحجم الفعال لها، كما أن إضافة الإلكترونات الزائدة يؤدي إلى زيادتها. ولذلك، فإن نصف قطر الأيون الموجب (الكاتيون) يكون دائمًا أصغر، ونصف قطر الأيون السالب (الأنيون) دائمًا أكبر من نصف قطر الأيون المقابل له محايد كهربائياذرة. على سبيل المثال:
|
ص ، نانومتر |
ص ، نانومتر |
||
|
0,236 |
الكلور 0 |
0,099 |
|
|
0,133 |
Cl - |
0,181 |
يختلف نصف قطر الأيون عن نصف قطر الذرة، كلما زادت شحنة الأيون:
|
كر 0 |
الكروم 2+ |
كر 3+ |
|
|
ص ، نانومتر |
0,127 |
0,083 |
0,064 |
ضمن مجموعة فرعية واحدة، تزداد أنصاف أقطار الأيونات ذات الشحنة نفسها مع زيادة الشحنة النووية:
|
ص ، نانومتر |
ص ، نانومتر |
||
|
لي+ |
0,068 |
0,133 |
|
|
نا+ |
0,098 |
Cl - |
0,181 |
|
0,133 |
ر - |
0,196 |
|
|
آر بي+ |
0,149 |
0,220 |
ويفسر هذا النمط بزيادة عدد الطبقات الإلكترونية وتزايد المسافة بين الإلكترونات الخارجية والنواة.
ب) طاقة التأين وتقارب الإلكترون. وفي التفاعلات الكيميائية، لا تخضع نوى الذرات لتغييرات، بل يتم إعادة ترتيب الغلاف الإلكتروني، وتكون الذرات قادرة على التحول إلى أيونات موجبة وسالبة الشحنة. يمكن قياس هذه القدرة من خلال طاقة التأين للذرة وتقاربها الإلكتروني.
طاقة التأين (إمكانية التأين) أناهي كمية الطاقة اللازمة لإزالة إلكترون من الذرة غير المثارة لتكوين الكاتيون:
X- ه→ X+
طاقة يتم قياس معدل التأين بـ kJ/mol أو in إلكترون فولت 1 فولت = 1.602. 10 -19 جول أو 96.485 كيلوجول/مول.(فولت). إن إزالة الإلكترون الثاني أصعب من الأول، لأن لا ينفصل الإلكترون الثاني عن ذرة متعادلة، بل عن أيون موجب:
X+- ه→ × 2+
لذلك، احتمال التأين الثاني أنا 2 أكبر من الأول ( أنا 2 >أنا 1). من الواضح أن إزالة كل إلكترون لاحق سوف يتطلب إنفاق طاقة أكبر من إزالة الإلكترون السابق. لتوصيف خصائص العناصر، عادة ما تؤخذ في الاعتبار طاقة إزالة الإلكترون الأول.
في المجموعات، تقل قدرة التأين مع زيادة العدد الذري للعنصر:
|
أنا، فولت |
6,39 |
5,14 |
4,34 |
4,18 |
3,89 |
ويرجع ذلك إلى المسافة الأكبر بين إلكترونات التكافؤ والنواة، وبالتالي سهولة إزالتها مع زيادة عدد طبقات الإلكترون. يمكن أن يكون حجم جهد التأين بمثابة مقياس لـ "معدنية" عنصر ما: فكلما انخفض احتمال التأين، كلما كان من الأسهل إزالة إلكترون من الذرة، وكانت الخواص المعدنية أكثر وضوحًا.
في الفترات من اليسار إلى اليمين، تزداد شحنة النواة، ويتناقص نصف قطر الذرة. ولذلك فإن احتمالية التأين تزداد تدريجيا، وتضعف الخواص المعدنية:
|
أنا، فولت |
5,39 |
9,32 |
8,30 |
11,26 |
14,53 |
13,61 |
17,42 |
21,56 |
انتهاك الاتجاه المتزايد أنالوحظ بالنسبة للذرات ذات المستوى الفرعي من الطاقة الخارجية الممتلئة تمامًا، أو للذرات التي يمتلئ مستوى الطاقة الخارجي الخارجي بمقدار النصف تمامًا:
يشير هذا إلى زيادة استقرار الطاقة في التكوينات الإلكترونية مع المستويات الفرعية المشغولة بالكامل أو نصفها بالضبط.
تعتمد درجة انجذاب الإلكترون إلى النواة، وبالتالي جهد التأين، على عدد من العوامل، وفي المقام الأول على تهمة الأساسية الشحنة النووية هي رقم سريعنصر في الجدول الدوري.، على المسافة بين الإلكترون والنواة، على تأثير الفرز للإلكترونات الأخرى. وهكذا، بالنسبة لجميع الذرات، باستثناء عناصر الفترة الأولى، يتم فحص تأثير النواة على إلكترونات الطبقة الخارجية بواسطة إلكترونات الطبقات الداخلية.
مجال النواة الذرية، الذي يحمل الإلكترونات، يجذب أيضًا إلكترونًا حرًا إذا كان قريبًا من الذرة. صحيح أن هذا الإلكترون يتعرض للتنافر من إلكترونات الذرة. بالنسبة للعديد من الذرات، تتجاوز طاقة جذب الإلكترون الإضافي إلى النواة طاقة تنافره من قذائف الإلكترون. يمكن لهذه الذرات إضافة إلكترون لتكوين أنيون مستقر مشحون بشكل فردي. طاقة استخلاص الإلكترون من الأيون السالب المشحون في عملية X - - e → X 0 يسمى الألفة الإلكترونية للذرة ( أ) ، تقاس بـ كيلو جول / مول أو فولت. عند إضافة إلكترونين أو أكثر إلى الذرة، يسود التنافر على التجاذب، وتكون ألفة الذرة لإلكترونين أو أكثر سالبة دائمًا. ولذلك، الأيونات السالبة أحادية الذرة متعددة الشحن (O 2-، S 2-، N 3-، وما إلى ذلك) لا يمكن أن توجد في حالة حرة.
الألفة الإلكترونية غير معروفة لجميع الذرات. تتمتع ذرات الهالوجين بأعلى ألفة إلكترونية.
ب) السالبية الكهربية. تميز هذه القيمة قدرة الذرة في الجزيء على جذب إلكترونات الترابط. كهرسلبيةلا ينبغي الخلط بينه وبين الألفة الإلكترونية: فالأول يشير إلى ذرة داخل الجزيء، في حين يشير الأخير إلى ذرة معزولة. مطلق كهرسلبية(كيلو جول / مول أو فولت 1 إلكترون فولت = 1.602. 10 -19 جول أو 96.485 كيلوجول/مول.) يساوي مجموع طاقة التأين وتقارب الإلكترون: AEO = أنا+أ. ومن الناحية العملية، غالبا ما تستخدم القيمة النسبية كهرسلبية، تساوي نسبة AEO لهذا العنصر إلى AEO للليثيوم (535 كيلو جول/مول):
منظمة العفو الدولية. خليبنيكوف ، إ.ن. أرزانوفا، أ.أ. نابيلكوفا
وهكذا، عندما تتفاعل الأكاسيد مع الماء، اعتمادًا على خصائص العنصر الرئيسي، يتم الحصول على قاعدة أو هيدروكسيد أو حمض.
على سبيل المثال:
SO3+H2O=H2SO4 - المظهر؛
CaO+H2O=Ca(OH)2 - مظهر من الخصائص الأساسية؛
الجدول الدوري لمندليف كمؤشر للخصائص الحمضية القاعدية
يمكن أن يساعد الجدول الدوري في تحديد الخواص الحمضية القاعدية للعناصر. إذا نظرت إلى الجدول الدوري، يمكنك أن ترى مثل هذا النمط غير المعدني أو خصائص الحمض. وبناء على ذلك، تقع المعادن بالقرب من الحافة اليسرى، والعناصر المذبذبة في الوسط، واللافلزات على اليمين. إذا نظرت إلى الإلكترونات وجاذبيتها للنواة، ستلاحظ أن العناصر على الجانب الأيسر لها شحنة نووية ضعيفة، والإلكترونات في المستوى s. ونتيجة لذلك، من الأسهل على هذه العناصر أن تتخلى عن إلكترون مقارنة بالعناصر الموجودة على الجانب الأيمن. اللافلزات لديها شحنة نووية عالية إلى حد ما. وهذا يزيد من صعوبة إطلاق الإلكترونات الحرة. من الأسهل على هذه العناصر ربط الإلكترونات بنفسها، مما يظهر خصائص حمضية.ثلاث نظريات لتحديد الخصائص
هناك ثلاث طرق تحدد الارتباط: نظرية برونستد-لوري للبروتون، ونظرية لويس للإلكترون اللابروتوني، ونظرية أرهينيوس.وفقا لنظرية البروتون، فإن المركبات القادرة على منح بروتوناتها لها خصائص حمضية. كانت تسمى هذه المركبات الجهات المانحة. وتتجلى الخصائص الرئيسية في القدرة على قبول أو إضافة بروتون.
يعني النهج اللابروتوني أن قبول البروتونات والتبرع بها ليس ضروريًا لتحديد خواص القاعدة الحمضية. ووفقا لهذه النظرية، تتجلى الخصائص الحمضية في القدرة على قبول زوج من الإلكترونات، والأساسية، على العكس من ذلك، تتخلى عن هذا الزوج.
تعتبر نظرية أرهينيوس هي الأكثر صلة لتحديد خواص الحمض والقاعدة. أثبتت الدراسة أن الخواص الحمضية تظهر عند التفكك محاليل مائية مركب كيميائيوتنقسم إلى الأنيونات وأيونات الهيدروجين، والخصائص الرئيسية إلى الكاتيونات وأيونات الهيدروكسيد.
القاعدة القوية عبارة عن مركب كيميائي غير عضوي يتكون من مجموعة الهيدروكسيل -OH وقلوية (عناصر المجموعة الأولى الجدول الدوري: Li، K، Na، RB، Cs) أو الفلزات القلوية الأرضية (عناصر المجموعة الثانية Ba، Ca). مكتوب في شكل الصيغ LiOH، KOH، NaOH، RbOH، CsOH، Ca(OH) ₂، Ba(OH) ₂.
سوف تحتاج
- كوب التبخر
- حارق
- المؤشرات
- قضيب معدني
- N₃PO₄
تعليمات
تتجلى الأسباب القوية المميزة للجميع. يتم تحديد وجود المحلول من خلال التغير في لون المؤشر. أضف الفينول فثالين إلى العينة مع محلول الاختبار أو احذف ورقة عباد الشمس. يعطي الميثيل البرتقالي لونًا أصفر، ويعطي الفينول فثالين لونًا أرجوانيًا، ويتحول ورق عباد الشمس لون ازرق. كلما كانت القاعدة أقوى، كان لون المؤشر أكثر كثافة.
إذا كنت بحاجة إلى معرفة القلويات التي يتم تقديمها لك، فقم بتنفيذها التحليل النوعيحلول. القواعد القوية الأكثر شيوعًا هي الليثيوم والبوتاسيوم والصوديوم والباريوم والكالسيوم. تتفاعل القواعد مع الأحماض (تفاعلات التعادل) لتكوين الملح والماء. في هذه الحالة، يمكن التمييز بين Ca(OH) ₂ وBa(OH) ₂ وLiOH. عند التفاعل مع حمض الأورثوفوسفوريك، يتم تشكيل رواسب غير قابلة للذوبان. لن تنتج الهيدروكسيدات المتبقية هطول الأمطار، لأن جميع أملاح K و Na قابلة للذوبان.
3 Ca(OH) ₂ + 2 H₃PO₄ --→ Ca₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂O
3 Ba(OH) ₂ +2 Н₃PO₄ --→ Ba₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂О
3 LiOH + H₃PO₄ --→ Li₃PO₄↓ + 3 H₂O
صفيها وجففيها. أضف الرواسب المجففة إلى لهب الموقد. ومن خلال تغيير لون اللهب، يمكن تحديد أيونات الليثيوم والكالسيوم والباريوم نوعيًا. وفقا لذلك، سوف تحدد أي هيدروكسيد هو. تلون أملاح الليثيوم لهب الموقد باللون الأحمر القرمزي. أملاح الباريوم خضراء، وأملاح الكالسيوم قرمزية.
تشكل القلويات المتبقية أورثوفوسفات قابلة للذوبان.
3 NaOH + H₃PO₄--→ Na₃PO₄ + 3 H₂O
3 KOH + H₃PO₄--→ K₃PO₄ + 3 H₂O
من الضروري تبخر الماء إلى بقايا جافة. ضع الأملاح المتبخرة على قضيب معدني واحدًا تلو الآخر في لهب الموقد. حيثما يوجد ملح الصوديوم، يتحول اللهب إلى اللون الأصفر الفاتح، ويتحول أورثوفوسفات البوتاسيوم إلى اللون الوردي البنفسجي. وبالتالي، مع وجود الحد الأدنى من المعدات والكواشف، فقد حددت جميع الأسباب القوية المقدمة لك.
أ) الانتظامات المرتبطة بالخصائص المعدنية وغير المعدنية للعناصر.
1. عند التحرك على طول الفترة من اليمين إلى اليسارالخصائص المعدنية للعناصر زيادة.وفي الاتجاه المعاكس تزداد العناصر غير المعدنية.
ومن اليسار إلى اليمين خلال فترة ما، تزداد الشحنة النووية أيضًا. ونتيجة لذلك، يزداد جذب إلكترونات التكافؤ إلى النواة ويصبح إطلاقها أكثر صعوبة.
2. عند التحرك من أعلى إلى أسفلعلى طول المجموعات يتم تعزيز المعدنخصائص العناصر. ويرجع ذلك إلى حقيقة أنه يوجد في المجموعات عناصر تحتوي بالفعل على عدد كبير جدًا من الأصداف الإلكترونية المملوءة. قذائفها الخارجية أبعد عن القلب.
ب) الانتظامات المرتبطة بخصائص الأكسدة والاختزال. التغيرات في السالبية الكهربية للعناصر.
1. من اليسار إلى اليمين زيادات الأكسدةالخصائص، وعندما تتحرك من أعلى إلى أسفل - تصالحيخصائص العناصر.
2. زيادة الكهربيةنفس من اليسار الى اليمين، والوصول إلى الحد الأقصى للهالوجينات.
3. عند التحرك من أعلى إلى أسفلبواسطة مجموعات انخفاض الكهربية. ويرجع ذلك إلى زيادة عدد الأغلفة الإلكترونية، حيث تنجذب الإلكترونات في آخرها إلى النواة الأضعف فأضعف.
ج) الانتظامات المرتبطة بأحجام الذرات.
1. الأحجام الذرية (نصف القطر الذري)عند التحرك من اليسار الى اليمينعلى طول الفترة مخفض.
2. عند التحرك من أعلى إلى أسفل نصف القطر الذريعناصر تزايدوذلك بسبب امتلاء المزيد من الأغلفة الإلكترونية.
السؤال 3.
هيكل المادة. تهجين المدارات. أنواع الروابط الكيميائية. إمكانات التأين والسالبية الكهربية.
هيكل المادة
تتكون جميع الأجسام من جزيئات فردية - جزيئات وذرات. الجزيئات هي أصغر جزيئات المادة. تتكون الجزيئات من ذرات.
معلومات أساسية عن تكوين المادة:
1) تتكون جميع الأجسام من جزيئات فردية (جزيئات وذرات) توجد بينها مسافات.
2) تتحرك الجزيئات بشكل مستمر وفوضوي.
3) تفاعل الجزيئات مع بعضها البعض (الجذب والتنافر).
خصائص الجزيئات:
1) جزيئات المادة نفسها متطابقة.
2) عند تسخينها تزداد الفجوات بين الجزيئات، وعندما تبرد تقل.
3) مع زيادة درجة الحرارة تزداد سرعة حركة الجزيئات.
حسب نوع الهيكل يتم تقسيم جميع المواد إلى جزيئيو غير جزيئية. ضمن المواد العضويةتسود المواد الجزيئية، ومن بين المواد غير العضوية، تسود المواد غير الجزيئية.
بناءً على نوع الرابطة الكيميائية، تنقسم المواد إلى مواد ذات روابط تساهمية، ومواد ذات روابط تساهمية الرابطة الأيونية(المواد الأيونية) والمواد ذات الروابط المعدنية (المعادن).
المواد ذات الروابط التساهمية يمكن أن تكون جزيئية أو غير جزيئية. وهذا يؤثر بشكل كبير على خصائصها الفيزيائية.
المواد الجزيئية تتكون من جزيئات مرتبطة ببعضها البعض بواسطة ضعيفة الروابط بين الجزيئات، ومنها: H2، O2، N2، Cl2، Br2، S8، P4 وغيرها مواد بسيطة; CO 2، SO 2، N 2 O 5، H 2 O، HCl، HF، NH 3، CH 4، C 2 H 5 OH، البوليمرات العضوية والعديد من المواد الأخرى. هذه المواد لا تملك قوة عالية، لديهم درجات الحرارة المنخفضةذوبان وغليان، لا تنفذ كهرباءوبعضها قابل للذوبان في الماء أو المذيبات الأخرى.
المواد غير الجزيئية مع الروابط التساهمية أو المواد الذرية (الماس، الجرافيت، Si، SiO 2، SiC وغيرها) تشكل بلورات قوية جدًا (الجرافيت متعدد الطبقات هو الاستثناء)، فهي غير قابلة للذوبان في الماء والمذيبات الأخرى، ولها نقاط انصهار وغليان عالية، ومعظمها لا تقوم بتوصيل التيار الكهربائي (باستثناء الجرافيت، وهو موصل للكهرباء، وأشباه الموصلات - السيليكون والجرمانيوم، وما إلى ذلك).
جميع المواد الأيونية هي بشكل طبيعي غير جزيئية. وهي مواد صلبة حرارية ومحاليل وذوبان منها موصلة للتيار الكهربائي. كثير منهم قابل للذوبان في الماء.
التهجين المداري
التهجين المداري- وهذا تغير في شكل بعض المدارات أثناء التكوين الرابطة التساهميةلتحقيق تداخل مداري أكثر كفاءة.
س 3 - التهجين. يتحول مدار s وثلاثة مدارات p إلى أربعة مدارات "هجينة" متطابقة، تبلغ الزاوية بين محاورها 109°28". الجزيئات التي يحدث فيها تهجين sp 3 لها هندسة رباعية السطوح (CH 4، NH 3).
س 2 - التهجين. يتحول مدار s ومداران p إلى ثلاثة مدارات "هجينة" متطابقة، وتكون الزاوية بين محاورها 120 درجة.
الجزيئات التي يحدث فيها تهجين sp2 لها شكل هندسي مسطح.
س- التهجين. يتحول مدار s ومدار p إلى مدارين "هجينين" متطابقين، وتكون الزاوية بين محوريهما 180 درجة. الجزيئات التي يحدث فيها التهجين sp لها هندسة خطية.
أنواع الروابط الكيميائية.
1) أيوني(المعدنية + غير المعدنية)
2) تساهمية(غير المعدنية + غير المعدنية باستخدام أزواج الإلكترون المشتركة)
الأنواع: * قطبية (مختلف اللافلزات)
* غير قطبية (نفس اللافلزات)
أنواعها: * تتكون من آلية الصرف
* يتم تشكيلها من خلال آلية المانحين والمتقبلين
آلية الصرف- تشارك المدارات الذرية ذات الإلكترون الواحد في تكوين الروابط، أي. توفر كل ذرة إلكترونًا واحدًا للاستخدام الشائع:
آلية المانحين والمتقبلين(رابط التنسيق) - الرابطة الكيميائيةبين ذرتين أو مجموعة ذرات، يتم ذلك بسبب زوج الإلكترونات الوحيد لذرة واحدة (المانحة) والمدار الحر لذرة أخرى (المستقبلة).
3) معدن(بين ذرات المعدن، بين أيونات المعدن والإلكترونات الحرة المشتركة)
4) هيدروجين(بين هيدروجين جزيء واحد وعنصر آخر أكثر سالبية كهربية (O، S، N، F) ومع جزيء آخر)
إمكانية التأين الذري- الحد الأدنى من الفرق المحتمل ش، والتي يجب أن ينتقل الإلكترون في مجال كهربائي متسارع من أجل الحصول على طاقة حركية كافية لتأين الذرة.
السالبية الكهربية (EO)– القدرة النسبية للذرات على جذب الإلكترونات عند الارتباط مع الذرات الأخرى. تميز السالبية الكهربية قدرة الذرة على استقطاب الروابط الكيميائية.
