"Les propriétés des éléments, et donc les corps (substances) simples et complexes qu'ils forment, dépendent périodiquement de leur poids atomique."

Libellé moderne :

"Les propriétés des éléments chimiques (c'est-à-dire les propriétés et la forme des composés qu'ils forment) dépendent périodiquement de la charge du noyau des atomes d'éléments chimiques."

La signification physique de la périodicité chimique

Les modifications périodiques des propriétés des éléments chimiques sont dues à la répétition correcte de la configuration électronique du niveau d'énergie externe (électrons de valence) de leurs atomes avec une augmentation de la charge nucléaire.

Image graphique La loi périodique est le tableau périodique. Il contient 7 périodes et 8 groupes.

Période - des rangées horizontales d'éléments avec la même valeur maximale du nombre quantique principal d'électrons de valence.

Le numéro de période indique le nombre niveaux d'énergie dans l'élément atome.

Les périodes peuvent être constituées de 2 (premiers), 8 (deuxièmes et troisièmes), 18 (quatrièmes et cinquièmes) ou 32 (sixièmes) éléments, selon le nombre d'électrons dans le niveau d'énergie externe. La dernière, septième période, est incomplète.

Toutes les périodes (sauf la première) commencent par un métal alcalin ( s- élément) et terminer par un gaz rare ( ns 2 np 6 ).

Les propriétés métalliques sont considérées comme la capacité des atomes d'éléments à abandonner facilement des électrons, tandis que les propriétés non métalliques sont considérées comme acceptant des électrons en raison de la tendance des atomes à acquérir une configuration stable avec des sous-niveaux remplis. Remplir l'extérieur s- le sous-niveau indique les propriétés métalliques de l'atome et la formation de l'extérieur p- sous-niveau - sur propriétés non métalliques. Une augmentation du nombre d'électrons par p- le sous-niveau (de 1 à 5) améliore les propriétés non métalliques de l'atome. Atomes avec une configuration entièrement formée et énergétiquement stable de la couche électronique externe ( ns 2 np 6 ) Chimiquement inerte.

Sur de longues périodes, la transition des propriétés du métal actif vers le gaz rare se produit plus en douceur que sur de courtes périodes, car la formation d'un interne n - 1) ré - sous-niveau tout en conservant l'extérieur ns 2 - couche. Les grandes périodes sont composées de lignes paires et impaires.

Pour les éléments de rangées paires sur la couche externe ns 2 - les électrons, par conséquent, les propriétés métalliques prédominent et leur affaiblissement avec l'augmentation de la charge nucléaire est faible; en rangées impaires est formé np- sous-niveau, ce qui explique l'affaiblissement important des propriétés métalliques.

Groupes - des colonnes verticales d'éléments avec le même nombre d'électrons de valence, égal au numéro de groupe. Il existe des sous-groupes principaux et secondaires.

Les principaux sous-groupes sont constitués d'éléments de petites et grandes périodes, dont les électrons de valence sont situés sur la face externe ns - et np - sous-niveaux.

Les sous-groupes secondaires ne sont constitués que d'éléments de grandes périodes. Leurs électrons de valence sont à l'extérieur ns- sous-niveau et interne ( n - 1) d - sous-niveau (ou (n - 2) f - sous-niveau).

Selon le sous-niveau ( s-, p-, d- ou f-) remplis d'électrons de valence, les éléments du système périodique sont divisés en : s- éléments (éléments du sous-groupe principal groupes I et II), p - éléments (éléments des principaux sous-groupes III - VII groupes), d - éléments (éléments de sous-groupes secondaires), F- éléments (lanthanides, actinides).

Dans les principaux sous-groupes, de haut en bas, les propriétés métalliques sont améliorées, tandis que les propriétés non métalliques sont affaiblies. Les éléments des groupes principaux et secondaires diffèrent considérablement par leurs propriétés.

Le numéro de groupe indique la valence la plus élevée de l'élément (sauf DE , éléments du sous-groupe du cuivre et du huitième groupe).

Les formules des oxydes supérieurs (et de leurs hydrates) sont communes aux éléments des sous-groupes principaux et secondaires. Pour les oxydes supérieurs et leurs éléments hydratés I-III groupes (à l'exception du bore) les propriétés de base prédominent, avec IV à VIII - acide.

Le concept d'éléments en tant que substances primaires est venu des temps anciens et, en changeant et en s'affinant progressivement, est descendu jusqu'à notre époque. Les fondateurs des vues scientifiques sur les éléments chimiques sont R. Boyle (7e siècle), M. V. Lomonosov (18e siècle) et Dalton (19e siècle).
Pour début XIX dans. environ 30 éléments étaient connus, au milieu du 19ème siècle - environ 60. Au fur et à mesure que le nombre d'éléments s'accumulait, la tâche de leur systématisation se posait. De telles tentatives de D.I. Mendeleïev avait au moins cinquante ans ; La systématisation était basée sur : et poids atomique(maintenant appelée masse atomique), et équivalent chimique, et valence. En abordant métaphysiquement la classification des éléments chimiques, en essayant de systématiser uniquement les éléments connus à l'époque, aucun des prédécesseurs de D. I. Mendeleev n'a pu découvrir l'interconnexion universelle des éléments, créer un système harmonieux unique reflétant la loi de développement de la matière. Cette tâche importante pour la science a été brillamment résolue en 1869 par le grand scientifique russe D. I. Mendeleev, qui a découvert la loi périodique.
Mendeleev a pris comme base de systématisation: a) le poids atomique et b) la similitude chimique entre les éléments. L'exposant le plus frappant de la similitude des propriétés des éléments est leur même valence supérieure. Comme le poids atomique ( masse atomique), et la valence la plus élevée de l'élément sont des constantes quantitatives et numériques, pratiques pour la systématisation.
Organisant les 63 éléments connus à l'époque dans l'ordre des masses atomiques croissantes, Mendeleev a remarqué la répétition périodique des propriétés des éléments à des intervalles inégaux. En conséquence, Mendeleev a créé la première version du système périodique.
La nature régulière du changement des masses atomiques des éléments le long des verticales et des horizontales de la table, ainsi que les espaces vides qui y sont formés, ont permis à Mendeleev de prédire avec audace la présence dans la nature d'un certain nombre d'éléments qui n'étaient pas encore connus de la science à cette époque et décrivent même leurs masses atomiques et leurs propriétés de base, sur la base des éléments de position supposés dans le tableau. Cela ne pourrait se faire que sur la base d'un système qui reflète objectivement la loi de développement de la matière. L'essence de la loi périodique a été formulée par D. I. Mendeleev en 1869: «Les propriétés des corps simples, ainsi que les formes et les propriétés des composés d'éléments, dépendent périodiquement de la valeur poids atomiqueséléments (de masse)".

Système périodiqueéléments.
En 1871, D. I. Mendeleev donne la deuxième version du système périodique (le soi-disant forme courte tableau), dans lequel il révèle les différents degrés de relation entre les éléments. Cette version du système a permis à Mendeleev de prédire l'existence de 12 éléments et de décrire les propriétés de trois d'entre eux avec une très grande précision. Entre 1875 et 1886 ces trois éléments ont été découverts et une coïncidence complète de leurs propriétés avec celles prédites par le grand scientifique russe a été révélée. Ces éléments ont reçu les noms suivants : scandium, gallium, germanium. Après cela, la loi périodique a reçu une reconnaissance universelle en tant que loi objective de la nature et est maintenant le fondement de la chimie, de la physique et d'autres sciences naturelles.

Le système périodique des éléments chimiques est une expression graphique de la loi périodique. On sait qu'un certain nombre de lois, en plus des formulations verbales, peuvent être représentées graphiquement et exprimées formules mathématiques. Telle est la loi périodique ; seuls les modèles mathématiques qui lui sont inhérents, qui seront discutés ci-dessous, n'ont pas encore été combinés formule générale. La connaissance du système périodique facilite l'étude du cours chimie générale.
La conception du système périodique moderne, en principe, diffère peu de la version de 1871. Les symboles des éléments du système périodique sont disposés en colonnes verticales et horizontales. Cela conduit à l'unification des éléments en groupes, sous-groupes, périodes. Chaque élément occupe une certaine cellule du tableau. Les graphiques verticaux sont des groupes (et des sous-groupes), les graphiques horizontaux sont des périodes (et des séries).

groupe appelé un ensemble d'éléments de même valence en oxygène. Cette valence la plus élevée est déterminée par le numéro de groupe. Étant donné que la somme des valences supérieures pour l'oxygène et l'hydrogène pour les éléments non métalliques est de huit, il est facile de déterminer la formule de la plus élevée par le numéro de groupe. composé d'hydrogène. Ainsi, pour le phosphore - un élément du cinquième groupe - la valence la plus élevée en oxygène est de cinq, la formule de l'oxyde le plus élevé est P2O5 et la formule du composé avec l'hydrogène est PH3. Pour le soufre, un élément du sixième groupe, la formule de l'oxyde le plus élevé est SO3 et le composé le plus élevé avec de l'hydrogène est H2S.
Certains éléments ont une valence supérieure qui n'est pas égale au nombre de leurs groupes. Ces exceptions sont le cuivre Cu, l'argent Ag, l'or Au. Ils sont dans le premier groupe, mais leurs valences varient de un à trois. Par exemple, il existe des composés : CuO ; Depuis; Cu2O3; Au2O3. L'oxygène est placé dans le sixième groupe, bien que ses composés avec une valence supérieure à deux ne soient presque jamais trouvés. Le fluor P - un élément du groupe VII - est monovalent dans ses composés les plus importants ; le brome Br - un élément du groupe VII - est au maximum pentavalent. Il y a surtout de nombreuses exceptions dans le groupe VIII. Il ne contient que deux éléments: le ruthénium Ru et l'osmium Os présentent une valence de huit, leurs oxydes supérieurs ont les formules RuO4 et OsO4.La valence des éléments restants du groupe VIII est beaucoup plus faible.
Initialement, le système périodique de Mendeleev se composait de huit groupes. A la fin du XIXème siècle. des éléments inertes ont été découverts, prédits par le scientifique russe N. A. Morozov, et le système périodique a été reconstitué avec le neuvième groupe consécutif - zéro en nombre. Maintenant, de nombreux scientifiques considèrent qu'il est nécessaire de revenir à la division de tous les éléments en 8 groupes. Cela rend le système plus mince; À partir des positions des groupes d'octets (huit), certaines règles et lois deviennent plus claires.

Les éléments du groupe sont répartis selon sous-groupes. Un sous-groupe combine des éléments d'un groupe donné qui sont plus similaires dans leurs propriétés chimiques. La similitude dépend de l'analogie dans la structure coquilles d'électrons atomes d'éléments. Dans le système périodique, les symboles des éléments de chacun des sous-groupes sont placés strictement verticalement.
Dans les sept premiers groupes, il y a un sous-groupe principal et un sous-groupe secondaire ; dans le huitième groupe, il y a un sous-groupe principal, les éléments "inertes", et trois secondaires. Le nom de chaque sous-groupe est généralement donné par le nom de l'élément supérieur, par exemple : sous-groupe lithium (Li-Na-K-Rb-Cs-Fr), sous-groupe chrome (Cr-Mo-W). sous-groupe sont des analogues chimiques, les éléments de différents sous-groupes du même groupe diffèrent parfois très fortement dans leurs propriétés. propriété commune pour les éléments des sous-groupes principaux et secondaires du même groupe, il n'y a fondamentalement que la même valence la plus élevée pour l'oxygène. Ainsi, le manganèse Mn et le chlore C1, qui appartiennent à différents sous-groupes du groupe VII, n'ont chimiquement presque rien en commun : le manganèse est un métal, le chlore est un non-métal typique. Cependant, les formules de leurs oxydes supérieurs et des hydroxydes correspondants sont similaires : Mn2O7 - Cl2O7 ; HMnO4 - HC1O4.
Dans le tableau périodique, il y a deux rangées horizontales de 14 éléments situés à l'extérieur des groupes. Habituellement, ils sont placés au bas de la table. L'une de ces rangées est constituée d'éléments appelés lanthanides (littéralement: similaires au lanthane), l'autre rangée - des éléments d'actinides (semblables à l'actinium). Les symboles des actinides sont situés sous les symboles des lanthanides. Cet agencement fait apparaître 14 sous-groupes plus courts, chacun composé de 2 éléments : ce sont le second côté, ou sous-groupes lanthanide-actinide.
Sur la base de ce qui a été dit, il existe : a) des sous-groupes principaux, b) des sous-groupes latéraux et c) des sous-groupes secondaires (lanthanide-actinide).

Il convient de noter que certains des sous-groupes principaux diffèrent également les uns des autres par la structure des atomes de leurs éléments. Sur cette base, tous les sous-groupes du système périodique peuvent être divisés en 4 catégories.
I. Principaux sous-groupes des groupes I et II (sous-groupes du lithium et du béryllium).
II. Six sous-groupes principaux III - IV - V - VI - VII - VIII groupes (sous-groupes du bore, du carbone, de l'azote, de l'oxygène, du fluor et du néon).
III. Dix sous-groupes secondaires (un dans chacun des groupes I-VII et trois dans le groupe VIII). jfc,
IV. Quatorze sous-groupes de lanthanides-actinides.
Le nombre de sous-groupes de ces 4 catégories est progression arithmétique: 2-6-10-14.
Il convient de noter que l'élément supérieur de tout sous-groupe principal se situe dans la période 2 ; l'élément supérieur de n'importe quel côté - dans la 4ème période; l'élément supérieur de tout sous-groupe lanthanide-actinide est dans la 6e période. Ainsi, à chaque nouvelle période paire du système périodique, de nouvelles catégories de sous-groupes apparaissent.
Chaque élément, à l'exception d'être dans un groupe et sous-groupe particulier, est également dans l'une des sept périodes.
Une période est une telle séquence d'éléments, au cours de laquelle leurs propriétés changent dans l'ordre de renforcement progressif de typiquement métallique à typiquement non métallique (métalloïde). Chaque période se termine par un élément inerte. Au fur et à mesure que les propriétés métalliques s'affaiblissent, des propriétés non métalliques commencent à apparaître dans les éléments et augmentent progressivement ; au milieu des périodes, il y a généralement des éléments qui combinent, à un degré ou à un autre, à la fois des propriétés métalliques et non métalliques. Ces éléments sont souvent appelés amphotères.

La composition des périodes.
Les périodes ne sont pas uniformes dans le nombre d'éléments qu'elles contiennent. Les trois premiers sont appelés petits, les quatre autres sont appelés grands. Sur la fig. 8 montre la composition des périodes. Le nombre d'éléments dans toute période est exprimé par la formule 2p2 où n est un nombre entier. Dans les périodes 2 et 3, il y a 8 éléments chacun ; en 4 et 5 - 18 éléments chacun ; en 6-32 éléments ; dans 7, pas encore terminé, il y a 18 éléments, même si théoriquement il devrait aussi y avoir 32 éléments.
Original 1 période. Il ne contient que deux éléments : l'hydrogène H et l'hélium He. La transition des propriétés métalliques à non métalliques a lieu: ici dans un élément typiquement amphotère - l'hydrogène. Ce dernier, selon certaines propriétés métalliques qui lui sont inhérentes, mène le sous-groupe des métaux alcalins, selon ses propriétés non métalliques, il mène le sous-groupe des halogènes. L'hydrogène est donc souvent placé deux fois dans le système périodique - dans les groupes 1 et 7.

La composition quantitative différente des périodes entraîne une conséquence importante : les éléments voisins de petites périodes, par exemple le carbone C et l'azote N, diffèrent fortement les uns des autres dans leurs propriétés, tandis que les éléments voisins de grandes périodes, par exemple le plomb Pb et bismuth Bi, ont des propriétés beaucoup plus proches les unes des autres, car le changement de nature des éléments sur de grandes périodes se produit par petits sauts. Dans des sections séparées de longues périodes, même une baisse si lente de la métallicité est observée que les éléments adjacents se révèlent très similaires dans leurs propriétés chimiques. Telle est, par exemple, la triade des éléments de la quatrième période : fer Fe - cobalt Co - nickel Ni, que l'on appelle souvent la "famille du fer". La similarité horizontale (analogie horizontale) recouvre ici même la similarité verticale (analogie verticale) ; Ainsi, les éléments du sous-groupe du fer - fer, ruthénium, osmium - sont moins chimiquement similaires les uns aux autres que les éléments de la "famille du fer".
Plus un excellent exemple l'analogie horizontale sont les lanthanides. Tous sont chimiquement similaires les uns aux autres et au lanthane La. Dans la nature, on les trouve dans les entreprises, il est difficile de les séparer, la valence la plus élevée typique de la plupart d'entre eux est de 3. Une périodicité interne particulière a été trouvée dans les lanthanides : chaque huitième d'entre eux, par ordre d'arrangement, répète dans une certaine mesure le propriétés et états de valence du premier, c'est-à-dire celui à partir duquel le décompte commence. Ainsi, le terbium Tb est similaire au cérium Ce ; lutétium Lu - au gadolinium Gd.
Les actinides sont similaires aux lanthanides, mais leur analogie horizontale se manifeste dans une bien moindre mesure. La valence la plus élevée de certains actinides (par exemple, l'uranium U) atteint six. Fondamentalement possible et parmi eux la périodicité interne n'a pas encore été confirmée.

Disposition des éléments dans le système périodique. Loi de Moseley.

D. I. Mendeleïev a disposé les éléments dans une certaine séquence, parfois appelée "série de Mendeleïev". En général, cette séquence (numérotation) est associée à une augmentation des masses atomiques des éléments. Cependant, il existe des exceptions. Parfois, le cours logique de le changement de valence est en conflit avec le cours du changement des masses atomiques Dans de tels cas, la nécessité de privilégier l'une de ces deux bases de systématisation Dans certains cas, D. I. Mendeleev a violé le principe de l'arrangement des éléments selon à des masses atomiques croissantes et s'appuyait sur l'analogie chimique entre les éléments. Si Mendeleïev avait placé le nickel Ni avant le cobalt Co, l'iode I avant le tellure Te, alors ces éléments tomberaient dans des sous-groupes et des groupes qui ne correspondent pas à leurs propriétés et à leur valence la plus élevée .
En 1913, le scientifique anglais G. Moseley, étudiant les spectres des rayons X pour divers éléments, remarqua un schéma reliant le nombre d'éléments du système périodique de Mendeleïev à la longueur d'onde de ces rayons, résultant de l'irradiation de certains éléments avec des nuages ​​cathodiques . Il s'est avéré que racines carrées des inverses des longueurs d'onde de ces rayons sont liés dépendance linéaire avec les numéros de série des éléments correspondants. La loi de G. Moseley a permis de vérifier l'exactitude de la "série de Mendeleev" et a confirmé son impeccabilité.
Que, par exemple, les valeurs des éléments n ° 20 et n ° 30 soient connues, dont les numéros dans le système ne nous causent pas de doutes. Ces valeurs sont liées aux nombres spécifiés dans une relation linéaire. Pour vérifier, par exemple, l'exactitude du numéro attribué au cobalt (27), et à en juger par la masse atomique, le nickel aurait dû avoir ce numéro, il est irradié par des rayons cathodiques: en conséquence, des rayons X sont émis par le cobalt . en les décomposant en caillebotis(sur des cristaux) on obtient le spectre de ces rayons et, ayant choisi la plus nette des raies spectrales, on mesure la longueur d'onde () du faisceau correspondant à cette raie ; puis mettez de côté la valeur en ordonnée. À partir du point A obtenu, nous traçons une droite parallèle à l'axe des abscisses, jusqu'à ce qu'elle coupe la droite identifiée précédemment. À partir du point d'intersection B, nous abaissons la perpendiculaire à l'axe des abscisses: elle nous indiquera avec précision le nombre de cobalt égal à 27. Ainsi, le système périodique d'éléments de D. I. Mendeleev - fruit des conclusions logiques du scientifique - a reçu une confirmation expérimentale.

La formulation moderne de la loi périodique. signification physique numéro de sérieélément.

Après les travaux de G. Moseley, la masse atomique d'un élément a progressivement commencé à céder la place à son rôle principal au profit d'une nouvelle signification, pas encore claire dans sa signification interne (physique), mais d'une constante plus claire - l'ordinal ou, comme ils sont maintenant appelé, le numéro atomique de l'élément. La signification physique de cette constante a été révélée en 1920 par les travaux du scientifique anglais D. Chadwick. D. Chadwick a établi expérimentalement que le nombre ordinal d'un élément est numériquement égal à la valeur de la charge positive Z du noyau atomique de cet élément, c'est-à-dire le nombre de protons dans le noyau. Il s'est avéré que D. I. Mendeleev, sans s'en douter, a disposé les éléments dans une séquence correspondant exactement à l'augmentation de la charge des noyaux de leurs atomes.
Dans le même temps, il a également été établi que les atomes d'un même élément peuvent différer les uns des autres par leur masse; ces atomes sont appelés isotopes. Les atomes peuvent servir d'exemple : et . Dans le tableau périodique, les isotopes d'un même élément occupent une cellule. Dans le cadre de la découverte des isotopes, le concept d'élément chimique a été clarifié. Actuellement élément chimique appelé le type d'atomes qui ont la même charge nucléaire - le même nombre de protons dans le noyau. La formulation de la loi périodique a également été affinée. La formulation moderne de la loi dit: les propriétés des éléments et de leurs composés dépendent périodiquement de la taille, de la charge des noyaux de leurs atomes.
D'autres caractéristiques des éléments associés à la structure des couches électroniques externes des atomes, des volumes atomiques, de l'énergie d'ionisation et d'autres propriétés changent également périodiquement.

Système périodique et structure des couches d'électrons des atomes d'éléments.

Plus tard, il a été constaté que non seulement le numéro de série de l'élément avait une signification physique profonde, mais que d'autres concepts précédemment considérés précédemment avaient également progressivement acquis une signification physique. Par exemple, le numéro de groupe, indiquant la valence la plus élevée de l'élément, révèle ainsi le nombre maximal d'électrons d'un atome d'un élément particulier pouvant participer à la formation liaison chimique.
Le numéro de période, à son tour, s'est avéré être lié au nombre de niveaux d'énergie présents dans la couche d'électrons d'un atome d'un élément d'une période donnée.
Ainsi, par exemple, les "coordonnées" de l'étain Sn (numéro de série 50, période 5, sous-groupe principal du groupe IV) signifient qu'il y a 50 électrons dans l'atome d'étain, ils sont répartis sur 5 niveaux d'énergie, seuls 4 électrons sont de valence .
La signification physique de la recherche d'éléments dans des sous-groupes de différentes catégories est extrêmement importante. Il s'avère que pour les éléments situés dans les sous-groupes de la catégorie I, le prochain (dernier) électron est situé sur le sous-niveau s du niveau externe. Ces éléments appartiennent à la famille électronique. Pour les atomes d'éléments situés dans les sous-groupes de la catégorie II, l'électron suivant est situé sur le sous-niveau p du niveau externe. Ce sont les éléments de la famille électronique "p". Ainsi, le 50ème électron suivant des atomes d'étain est situé sur le sous-niveau p de l'extérieur, c'est-à-dire le 5ème niveau d'énergie.
Pour les atomes d'éléments des sous-groupes de la catégorie III, l'électron suivant est situé au sous-niveau d, mais déjà avant le niveau extérieur, ce sont des éléments de la famille électronique "d". Pour les atomes de lanthanide et d'actinide, l'électron suivant est situé sur le sous-niveau f, avant le niveau externe. Ce sont les éléments de la famille électronique "f".
Ce n'est donc pas un hasard si les nombres de sous-groupes de ces 4 catégories notées ci-dessus, c'est-à-dire 2-6-10-14, coïncident avec les nombres maximum d'électrons dans les sous-niveaux s-p-d-f.
Mais il s'avère qu'il est possible de résoudre le problème de l'ordre de remplissage de la coquille électronique et de dériver une formule électronique pour un atome de n'importe quel élément et sur la base du système périodique, qui indique clairement le niveau et le sous-niveau de chaque successif électron. Le système périodique indique également le placement des éléments les uns après les autres en périodes, groupes, sous-groupes et la répartition de leurs électrons par niveaux et sous-niveaux, car chaque élément a le sien, caractérisant son dernier électron. A titre d'exemple, analysons la compilation d'une formule électronique pour l'atome de l'élément zirconium (Zr). Le système périodique donne les indicateurs et "coordonnées" de cet élément : numéro d'ordre 40, période 5, groupe IV, sous-groupe latéral Premières conclusions : a) tous les 40 électrons, b) ces 40 électrons sont répartis sur cinq niveaux d'énergie ; c) sur 40 électrons, seuls 4 sont de valence, d) le 40e électron suivant est entré dans le sous-niveau d avant l'extérieur, c'est-à-dire le quatrième niveau d'énergie. Des conclusions similaires peuvent être tirées sur chacun des 39 éléments précédant le zirconium, seuls les indicateurs et les coordonnées seront être différent à chaque fois.
ainsi technique méthodique l'élaboration de formules électroniques d'éléments basées sur le système périodique et consiste dans le fait que nous considérons séquentiellement la couche d'électrons de chaque élément le long du chemin vers celui donné, révélant par ses «coordonnées» où son prochain électron est allé dans la couche.
Les deux premiers éléments de la première période, l'hydrogène H et l'hélium, n'appartiennent pas à la famille s. Deux de leurs électrons vont au sous-niveau s du premier niveau. Nous écrivons : La première période se termine ici, le premier niveau d'énergie aussi. Les deux éléments suivants de la deuxième période, le lithium Li et le béryllium Be, appartiennent aux principaux sous-groupes des groupes I et II. Ce sont aussi des éléments s. Leurs prochains électrons seront situés sur le sous-niveau s du 2ème niveau. Nous écrivons Ensuite, 6 éléments de la 2ème période se suivent: le bore B, le carbone C, l'azote N, l'oxygène O, le fluor F et le néon Ne. Selon l'emplacement de ces éléments dans les sous-groupes principaux des groupes III - Vl, leurs six électrons suivants seront situés sur le sous-niveau p du 2ème niveau. Nous écrivons: La deuxième période se termine avec l'élément inerte néon, le deuxième niveau d'énergie est également terminé. Vient ensuite deux éléments de la troisième période des principaux sous-groupes des groupes I et II : le sodium Na et le magnésium Mg. Ce sont des éléments s et leurs électrons suivants sont situés sur le sous-niveau s du niveau 3. Ensuite, il y a six éléments de la 3ème période: aluminium Al, silicium Si, phosphore P, soufre S, chlore C1, argon Ar. Selon la localisation de ces éléments dans les sous-groupes principaux des groupes III - VI, leurs prochains électrons, parmi six, seront situés sur le sous-niveau p du 3ème niveau - La 3ème période est complétée par l'élément inerte argon, mais le Le 3ème niveau d'énergie n'est pas encore terminé, alors qu'il n'y a pas d'électrons sur son troisième sous-niveau d possible.
Vient ensuite 2 éléments de la 4ème période des principaux sous-groupes des groupes I et II : le potassium K et le calcium Ca. Ce sont encore des éléments s. Leurs prochains électrons seront au sous-niveau s, mais déjà au 4ème niveau. Il est énergétiquement plus profitable pour ces électrons suivants de commencer à remplir le 4ème niveau, qui est plus éloigné du noyau, que de remplir le sous-niveau 3d. Nous écrivons: Les dix éléments suivants de la 4ème période du n ° 21 scandium Sc au n ° 30 zinc Zn sont dans les sous-groupes latéraux III - V - VI - VII - VIII - I - II groupes. Puisqu'ils sont tous des éléments d, leurs électrons suivants sont situés sur le sous-niveau d avant le niveau externe, c'est-à-dire le troisième à partir du noyau. Nous écrivons :
Les six éléments suivants de la 4ème période: gallium Ga, germanium Ge, arsenic As, sélénium Se, brome Br, krypton Kr - sont dans les sous-groupes principaux III - VIIJ des groupes. Leurs 6 électrons suivants sont situés sur le sous-niveau p de l'extérieur, c'est-à-dire le 4ème niveau : les éléments 3b sont considérés ; la quatrième période est complétée par l'élément inerte krypton ; terminé et le 3ème niveau d'énergie. Cependant, au niveau 4, seuls deux sous-niveaux sont complètement remplis : s et p (sur 4 possibles).
Vient ensuite 2 éléments de la 5ème période des principaux sous-groupes des groupes I et II : n° 37 rubidium Rb et n° 38 strontium Sr. Ce sont des éléments de la famille s, et leurs électrons suivants sont situés au sous-niveau s du 5ème niveau: Les 2 derniers éléments - n ° 39 yttrium YU n ° 40 zirconium Zr - sont déjà dans des sous-groupes latéraux, c'est-à-dire appartiennent à la famille d. Deux de leurs prochains électrons iront au sous-niveau d, avant l'extérieur, c'est-à-dire Niveau 4 En résumant toutes les entrées dans l'ordre, nous composons la formule électronique de l'atome de zirconium n° 40 La formule électronique dérivée de l'atome de zirconium peut être quelque peu modifiée en organisant les sous-niveaux dans l'ordre de numérotation de leurs niveaux :

La formule dérivée peut, bien sûr, être simplifiée en la distribution des électrons uniquement sur les niveaux d'énergie : Zr – 2|8| 18 |8 + 2| 2 (la flèche indique le point d'entrée de l'électron suivant ; les électrons de valence sont soulignés). La signification physique de la catégorie des sous-groupes réside non seulement dans la différence d'endroit où l'électron suivant entre dans la coquille de l'atome, mais aussi dans les niveaux auxquels se trouvent les électrons de valence. À partir d'une comparaison de formules électroniques simplifiées, par exemple, le chlore (3e période, sous-groupe principal du groupe VII), le zirconium (5e période, sous-groupe secondaire du groupe IV) et l'uranium (7e période, sous-groupe lanthanide-actinide)
№17, С1-2|8|7
№40, Zr - 2|8|18|8+ 2| 2
№92, U-2|8|18 | 32 |18 + 3|8 + 1|2
on peut voir que pour les éléments de tout sous-groupe principal, seuls les électrons du niveau externe (s et p) peuvent être de valence. Pour les éléments des sous-groupes secondaires, les électrons du niveau externe et partiellement pré-externe (s et d) peuvent être de valence. Dans les lanthanides et surtout les actinides, les électrons de valence peuvent être localisés à trois niveaux : externe, pré-externe et pré-externe. Habituellement, nombre totalélectrons de valence est égal au numéro de groupe.

Propriétés des éléments. Énergie d'ionisation. Énergie d'affinité électronique.

Un examen comparatif des propriétés des éléments est effectué selon trois directions possibles du système périodique : a) horizontale (par période), b) verticale (par sous-groupe), c) diagonale. Pour simplifier le raisonnement, nous excluons la 1ère période, la 7ème inachevée, ainsi que tout le groupe VIII. Le parallélogramme principal du système restera, dans le coin supérieur gauche duquel il y aura du lithium Li (n ° 3), dans le coin inférieur gauche - le césium Cs (n ° 55). En haut à droite - fluor F (n ° 9), en bas à droite - astatine Аt (n ° 85).
directions. Dans le sens horizontal de gauche à droite, les volumes d'atomes diminuent progressivement ; se produit, ceci est le résultat de l'influence d'une augmentation de la charge du noyau sur la couche électronique. Dans le sens vertical de haut en bas, à la suite d'une augmentation du nombre de niveaux, les volumes d'atomes augmentent progressivement; dans le sens diagonal - beaucoup moins distinctement exprimé et plus court - restent proches. Ce sont des modèles généraux, dont, comme toujours, il y a des exceptions.
Dans les principaux sous-groupes, à mesure que les volumes d'atomes augmentent, c'est-à-dire de haut en bas, l'élimination des électrons externes devient plus facile et l'ajout de nouveaux électrons aux atomes devient plus difficile. Le recul des électrons caractérise la capacité dite réductrice des éléments, qui est particulièrement typique des métaux. L'ajout d'électrons caractérise la capacité oxydante, typique des non-métaux. Par conséquent, de haut en bas dans les sous-groupes principaux, le pouvoir réducteur des atomes des éléments augmente ; les propriétés métalliques des corps simples correspondant à ces éléments augmentent également. La capacité oxydative est réduite.
De gauche à droite, selon les périodes, le tableau des changements est inverse : le pouvoir réducteur des atomes des éléments diminue, tandis que le pouvoir oxydant augmente ; les propriétés non métalliques des corps simples correspondant à ces éléments augmentent.
Dans le sens diagonal, les propriétés des éléments restent plus ou moins proches. Considérez cette direction sur un exemple: béryllium-aluminium
Du béryllium Be à l'aluminium Al, on peut passer directement par la diagonale Be → A1, c'est aussi possible par le bore B, c'est-à-dire le long de deux jambes Be → B et B → A1. Le renforcement des propriétés non métalliques du béryllium au bore et leur affaiblissement du bore à l'aluminium expliquent pourquoi les éléments béryllium et aluminium, situés en diagonale, ont des propriétés analogues, bien qu'ils ne soient pas dans le même sous-groupe du tableau périodique.
Ainsi, entre le système périodique, la structure des atomes des éléments et leur propriétés chimiques il y a une relation étroite.
Les propriétés d'un atome de n'importe quel élément - donner un électron et se transformer en un ion chargé positivement - sont quantifiées par la dépense d'énergie, appelée énergie d'ionisation I*. Elle est exprimée en kcal/atome-g ou hJ/atome-g.

Plus cette énergie est faible, plus l'atome de l'élément présente des propriétés réductrices fortes, plus l'élément est métallique ; plus cette énergie est importante, plus les propriétés métalliques sont faibles, plus les propriétés non métalliques de l'élément sont fortes. La propriété d'un atome de n'importe quel élément d'accepter un électron et en même temps de se transformer en un ion chargé négativement est estimée par la quantité d'énergie libérée, appelée affinité électronique plus énergétique E ; il est également exprimé en kcal/atome-g ou kJ/atome-g.

L'affinité électronique peut servir de mesure de la capacité d'un élément à présenter des propriétés non métalliques. Plus cette énergie est grande, plus l'élément est non métallique et, inversement, plus l'énergie est faible, plus l'élément est métallique.
Souvent, pour caractériser les propriétés des éléments, une valeur est utilisée, appelée électronégativité.
Elle : représente somme arithmétiqueénergie d'ionisation et énergie d'affinité électronique

La constante est une mesure de la non métallicité des éléments. Plus il est grand, plus l'élément présente des propriétés non métalliques.
Il convient de garder à l'esprit que tous les éléments sont essentiellement de nature double. La division des éléments en métaux et non-métaux est, dans une certaine mesure, conditionnelle, car il n'y a pas d'arêtes vives dans la nature. Avec une augmentation des propriétés métalliques d'un élément, ses propriétés non métalliques sont affaiblies et vice versa. Le plus "métallique" des éléments - le francium Fr - peut être considéré comme le moins non métallique, le plus "non métallique" - le fluor F - peut être considéré comme le moins métallique.
En résumant les valeurs des énergies calculées - énergie d'ionisation et énergie d'affinité électronique - nous obtenons : pour le césium, la valeur est de 90 kcal/g-a., pour le lithium 128 kcal/g-a., pour le fluor = 510 kcal/g-a. (La valeur est également exprimée en kJ/g-a.). Ce sont les valeurs absolues de l'électronégativité. Pour simplifier, utilisez valeurs relativesélectronégativité, en prenant l'électronégativité du lithium (128) comme unité. Alors pour le fluor (F) on obtient :
Pour le césium (Cs), l'électronégativité relative sera
Sur le graphique des modifications de l'électronégativité des éléments des principaux sous-groupes
Groupes I-VII. l'électronégativité des éléments des principaux sous-groupes des groupes I-VII a été comparée. Les données fournies indiquent la position réelle de l'hydrogène dans la 1ère période ; augmentation inégale de la métallicité des éléments, de haut en bas dans divers sous-groupes; une certaine similitude d'éléments: hydrogène - phosphore - tellure (= 2,1), béryllium et aluminium (= 1,5) et un certain nombre d'autres éléments. Comme le montrent les comparaisons ci-dessus, en utilisant les valeurs d'électronégativité, il est possible de comparer approximativement les uns avec les autres, des éléments de sous-groupes même différents et des périodes différentes.

Graphique de l'évolution de l'électronégativité des éléments des principaux sous-groupes des groupes I-VII.

La loi périodique et le système périodique des éléments ont une grande importance philosophique, scientifique et méthodologique. Ils sont : un moyen de connaître le monde qui nous entoure. La loi périodique révèle et reflète l'essence dialectico-matérialiste de la nature. La loi périodique et le système périodique des éléments prouvent de manière convaincante l'unité et la matérialité du monde qui nous entoure. Ils sont la meilleure confirmation de la validité des principales caractéristiques de la méthode dialectique marxiste de cognition: a) l'interconnexion et l'interdépendance des objets et des phénomènes, b) la continuité du mouvement et du développement, c) la transition des changements quantitatifs en changements qualitatifs , d) la lutte et l'unité des contraires.
Énorme signification scientifique La loi périodique réside dans le fait qu'elle aide les découvertes créatives dans le domaine des sciences chimiques, physiques, minéralogiques, géologiques, techniques et autres. Avant la découverte de la loi périodique, la chimie était une accumulation d'informations isolées, factuelles, dépourvues de connexion interne ; maintenant tout cela est rassemblé dans un seul système cohérent. De nombreuses découvertes dans le domaine de la chimie et de la physique ont été faites sur la base de la loi périodique et du tableau périodique des éléments. La loi périodique a ouvert la voie à la connaissance structure interne un atome et son noyau. Elle s'enrichit de nouvelles découvertes et se confirme comme une loi de la nature inébranlable et objective. La grande importance méthodologique et méthodologique de la loi périodique et du système périodique des éléments réside dans le fait que, lors de l'étude de la chimie, ils offrent l'occasion de développer la vision du monde matérialiste dialectique de l'étudiant et facilitent l'assimilation d'un cours de chimie : L'étude de la chimie ne doit pas être basé sur la mémorisation des propriétés des éléments individuels et de leurs composés, mais jugez les propriétés des éléments simples et substances complexes, sur la base des modèles exprimés par la loi périodique et le système périodique des éléments.

IV - VII - grandes périodes, car se composent de deux rangées (pair et impair) d'éléments.

Dans des rangées paires de grandes périodes sont situées métaux typiques. La série impaire commence par un métal, puis les propriétés métalliques s'affaiblissent et les propriétés non métalliques augmentent, la période se termine par un gaz inerte.

Groupe est une rangée verticale de chem. éléments combinés par chim. Propriétés.

Groupe

sous-groupe principal sous-groupe secondaire

Le sous-groupe principal comprend Le sous-groupe secondaire comprend

éléments de petits et grands éléments de grandes périodes uniquement.

périodes.

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

petit grand grand

Pour les éléments combinés dans le même groupe, les modèles suivants sont caractéristiques :

1. La valence la plus élevée des éléments dans les composés avec de l'oxygène(à quelques exceptions près) correspond au numéro de groupe.

Les éléments des sous-groupes secondaires peuvent également présenter une autre valence plus élevée. Par exemple, Cu - un élément du groupe I du sous-groupe latéral - forme l'oxyde Cu 2 O. Cependant, les plus courants sont les composés de cuivre divalent.

2. Dans les principaux sous-groupes(de haut en bas) avec une augmentation des masses atomiques, les propriétés métalliques des éléments augmentent et les non métalliques s'affaiblissent.

La structure de l'atome.

Pendant longtemps, la science a été dominée par l'opinion que les atomes sont indivisibles, c'est-à-dire ne contiennent pas de composants plus simples.

Cependant, à la fin du 19ème siècle, un certain nombre de faits ont été établis qui témoignent de composition complexe atomes et la possibilité de leurs transformations mutuelles.

Les atomes sont des formations complexes construites à partir d'unités structurelles plus petites.

noyau

p + - proton

atome

n 0 - neutron

ē - électron - à l'extérieur du noyau

Pour la chimie grand intérêt représente la structure de la couche électronique d'un atome. Sous coquille d'électrons comprendre la totalité de tous les électrons dans un atome. Le nombre d'électrons dans un atome est égal au nombre de protons, c'est-à-dire le numéro atomique de l'élément, puisque l'atome est électriquement neutre.

La caractéristique la plus importante d'un électron est l'énergie de sa liaison avec un atome. Les électrons avec des valeurs d'énergie similaires forment un seul couche électronique.

Chaque chim. élément du tableau périodique était numéroté.

Le nombre que chaque élément reçoit s'appelle numéro de série.

La signification physique du numéro de série :

1. Quel est le numéro de série de l'élément, tel est la charge du noyau de l'atome.

2. Le même nombre d'électrons tourne autour du noyau.

Z = p + Z - numéro d'élément

n 0 \u003d A - Z

n 0 \u003d A - p + A - masse atomique de l'élément

n 0 \u003d A - ē

Par exemple Li.

La signification physique du numéro de période.

Dans quelle période est l'élément, combien de couches d'électrons (couches) il aura.

Pas +2
Li +3 Be +4 V +5 N +7

Détermination du nombre maximal d'électrons dans une couche d'électrons.

1. Indiquez le nom de l'élément, sa désignation. Déterminez le numéro de série, le numéro de période, le groupe, le sous-groupe de l'élément. Indiquez la signification physique des paramètres du système - numéro de série, numéro de période, numéro de groupe. Justifier la position dans le sous-groupe.

2. Indiquez le nombre d'électrons, de protons et de neutrons dans un atome d'un élément, la charge nucléaire, le nombre de masse.

3. Faites une formule électronique complète de l'élément, déterminez la famille électronique, attribuez une substance simple à la classe des métaux ou des non-métaux.

4. Dessinez graphiquement la structure électronique de l'élément (ou des deux derniers niveaux).

5. Représentez graphiquement tous les états de valence possibles.

6. Spécifiez le nombre et le type d'électrons de valence.

7. Énumérez toutes les valences et tous les états d'oxydation possibles.

8. Écrivez les formules des oxydes et des hydroxydes pour tous les états de valence. Indiquez leur nature chimique (confirmez la réponse avec les équations des réactions correspondantes).

9. Donnez la formule d'un composé hydrogène.

10. Nommez la portée de cet élément

Décision. Le scandium correspond à l'élément de numéro atomique 21 dans le PSE.

1. L'élément est dans la période IV. Le numéro de période signifie le nombre de niveaux d'énergie dans l'atome de cet élément, il en a 4. Le scandium est situé dans le 3ème groupe - au niveau externe du 3ème électron; dans le groupe latéral. Par conséquent, ses électrons de valence se trouvent dans les sous-niveaux 4s et 3d. Le numéro de série coïncide numériquement avec la charge du noyau d'un atome.

2. La charge du noyau de l'atome de scandium est de +21.

Le nombre de protons et d'électrons est de 21 chacun.

Le nombre de neutrons A–Z = 45 – 21 = 24.

La composition totale de l'atome: ( ).

3. Formule entièrement électronique du scandium :

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

Famille d'électrons : élément d, comme dans le processus de remplissage
d-orbitales. La structure électronique de l'atome se termine par des électrons s, donc le scandium présente des propriétés métalliques ; substance simple - métal.

4. La configuration graphique électronique ressemble à :

5. États de valence possibles dus au nombre d'électrons non appariés :

- en état de base :

– dans le scandium dans un état excité, un électron de l'orbitale 4s se déplacera vers une orbitale 4p libre, un électron d non apparié augmente possibilités de valence scandium.

Sc a trois électrons de valence à l'état excité.

6. Les valences possibles dans ce cas sont déterminées par le nombre d'électrons non appariés : 1, 2, 3 (ou I, II, III). États d'oxydation possibles (reflétant le nombre d'électrons déplacés) +1, +2, +3 (puisque le scandium est un métal).

7. La valence III la plus caractéristique et la plus stable, état d'oxydation +3. La présence d'un seul électron dans l'état d est responsable de la faible stabilité de la configuration 3d 1 4s 2 .

Le scandium et ses analogues, contrairement aux autres éléments d, présentent un état d'oxydation constant de +3, ce plus haut degré oxydation et correspond au numéro de groupe.

8. Formules des oxydes et leur nature chimique :

forme d'oxyde supérieur - (amphotère);

formules d'hydroxydes : – amphotères.

Equations de réaction confirmant le caractère amphotère des oxydes et hydroxydes :

(scandate de lithium),

(chlorure de scandium),

( hexahydroxoscandiate de potassium (III) ),

(sulfate de scandium).

9. Il ne forme pas de composés avec l'hydrogène, car il fait partie du sous-groupe latéral et est un élément d.

10. Les composés de scandium sont utilisés dans la technologie des semi-conducteurs.

Exemple 2 Lequel des deux éléments, manganèse ou brome, a des propriétés métalliques plus prononcées ?

Décision. Ces éléments sont en quatrième période. Nous écrivons leurs formules électroniques:

Le manganèse est un élément d, c'est-à-dire un élément d'un sous-groupe latéral, et le brome est
p-élément du sous-groupe principal du même groupe. Au niveau électronique externe, l'atome de manganèse n'a que deux électrons, tandis que l'atome de brome en a sept. Le rayon de l'atome de manganèse est inférieur au rayon de l'atome de brome avec le même nombre de couches d'électrons.

Un schéma commun à tous les groupes contenant des éléments p et d est la prédominance des propriétés métalliques dans les éléments d.
Ainsi, les propriétés métalliques du manganèse sont plus prononcées que celles du brome.