„Az elemek tulajdonságai, és így az általuk alkotott egyszerű és összetett testek (anyagok) időszakosan függenek atomsúlyuktól.”

Modern megfogalmazás:

"a kémiai elemek tulajdonságai (azaz az általuk képzett vegyületek tulajdonságai és formája) időszakosan függenek a kémiai elemek atommagjának töltésétől."

A kémiai periodicitás fizikai jelentése

A kémiai elemek tulajdonságainak időszakos változásait az atomok külső energiaszintjének (valenciaelektronjainak) elektronikus konfigurációjának helyes ismétlődése okozza az atommag töltésének növekedésével.

Grafikus ábrázolás A periódusos törvény a periódusos rendszer. 7 periódusból és 8 csoportból áll.

Időszak - a vegyértékelektronok főkvantumszámának azonos maximális értékével rendelkező elemek vízszintes sorai.

Az időszak száma a számot jelöli energiaszintek egy elem atomjában.

A periódusok 2 (első), 8 (második és harmadik), 18 (negyedik és ötödik) vagy 32 (hatodik) elemből állhatnak, a külső energiaszint elektronjainak számától függően. Az utolsó, hetedik periódus nem teljes.

Minden periódus (az első kivételével) alkálifémmel kezdődik ( s- elem), és nemesgázzal fejezzük be ( ns 2 np 6 ).

Fémes tulajdonságoknak tekintjük az elemek atomjainak azon képességét, hogy könnyen feladják az elektronokat, a nem fémes tulajdonságoknak pedig azt, hogy elektronokat szerezzenek, mivel az atomok arra vágynak, hogy stabil konfigurációt szerezzenek kitöltött alszintekkel. Külső töltelék s- alszint jelzi az atom fémes tulajdonságait, és a külső kialakulását p- alszint - be nem fémes tulajdonságok. Az elektronok számának növekedése a p- alszint (1-től 5-ig) fokozza az atom nemfémes tulajdonságait. A külső elektronréteg teljesen kialakult, energetikailag stabil konfigurációjú atomok ( ns 2 np 6) kémiailag inert.

Nagy periódusokban a tulajdonságok átmenete aktív fémről nemesgázra gördülékenyebben megy végbe, mint rövid időszakokban, mert belső ( n - 1) d - alszint a külső megtartása mellett ns 2 - réteg. A nagy periódusok páros és páratlan sorozatokból állnak.

A külső réteg páros sorainak elemeihez ns 2 - elektronok, ezért a fémes tulajdonságok dominálnak és gyengülésük a magtöltés növekedésével kicsi; páratlan sorokban képződik np- alszint, ami magyarázza a fémes tulajdonságok jelentős gyengülését.

Csoportok - a csoportszámmal azonos számú vegyértékelektronnal rendelkező elemek függőleges oszlopai. Vannak fő és másodlagos alcsoportok.

A fő alcsoportok kis és nagy periódusú elemekből állnak, amelyek vegyértékelektronjai a külső oldalon helyezkednek el. ns - és np - alszintek.

Az oldalsó alcsoportok csak nagy időszakok elemeiből állnak. Valenciaelektronjaik a külső oldalon vannak ns- alszint és belső ( n - 1) d - alszint (vagy (n - 2) f - alszint).

Attól függően, hogy melyik alszinten ( s -, p -, d - vagy f -) vegyértékelektronokkal töltve a periódusos rendszer elemei a következőkre oszlanak: s- elemek (a fő alcsoport elemei I. és II. csoport), p - elemek (a fő alcsoportok elemei III - VII csoport), d - elemek (oldalsó alcsoportok elemei), f- elemek (lantanidok, aktinidák).

A fő alcsoportokban felülről lefelé a fémes tulajdonságok nőnek, a nem fémes tulajdonságok gyengülnek. A fő és a másodlagos csoport elemei tulajdonságaiban nagymértékben különböznek egymástól.

A csoportszám az elem legmagasabb vegyértékét jelzi (kivéve NAK,-NEK, a réz alcsoport és a nyolcadik csoport elemei).

A magasabb oxidok (és hidrátjaik) képletei közösek a fő és a másodlagos alcsoport elemeiben. Magasabb oxidokban és elemek hidrátjaiban I - III csoportok (a bór kivételével) az alapvető tulajdonságok dominálnak, a IV-VIII - savas.

Az elemek, mint elsődleges anyagok fogalma az ókorba nyúlik vissza, és fokozatosan változva, pontosodva napjainkra is eljutott. A kémiai elemekkel kapcsolatos tudományos nézetek megalapozói R. Boyle (7. század), M. V. Lomonoszov (18. század) és Dalton (19. század).
NAK NEK eleje XIX V. Körülbelül 30 elemet ismertek, a 19. század közepére körülbelül 60. Az elemek számának felhalmozásával felmerült a rendszerezés feladata. Az ilyen próbálkozások D.I. Mengyelejev nem volt kevesebb ötvennél; a rendszerezés alapja: és atomtömeg(most atomtömegnek nevezik), és a kémiai ekvivalens és a vegyérték. A kémiai elemek osztályozását metafizikailag közelítve, csak az akkor ismert elemek rendszerezésére törekedve, D. I. Mengyelejev egyik elődje sem tudta felfedezni az elemek egyetemes összekapcsolódását, vagy egyetlen harmonikus rendszert sem alkotni, amely tükrözi az anyag fejlődési törvényét. Ezt a tudomány számára fontos problémát 1869-ben nagyszerűen megoldotta a nagy orosz tudós, D. I. Mengyelejev, aki felfedezte a periodikus törvényt.
Mengyelejev rendszerezése a következőkön alapult: a) atomsúly és b) az elemek közötti kémiai hasonlóság. Az elemek tulajdonságainak hasonlóságának legszembetűnőbb kifejeződése az azonos legmagasabb vegyértékük. Mint az atomsúly ( atomtömeg), és egy elem legmagasabb vegyértéke mennyiségi, numerikus állandók, amelyek kényelmesek a rendszerezéshez.
Mengyelejev, miután az akkor ismert 63 elemet sorba rendezte a növekvő atomtömegek sorrendjében, észrevette az elemek tulajdonságainak egyenlőtlen időközönkénti periodikus megismételhetőségét. Ennek eredményeként Mengyelejev megalkotta a periódusos rendszer első változatát.
Az elemek atomtömegének változásának szabályszerűsége az asztal függőleges és vízszintes mentén, valamint a benne kialakult üres terek lehetővé tette Mengyelejev számára, hogy bátran megjósolja számos olyan elem jelenlétét a természetben, amelyek még nem voltak ismertek. az akkori tudományhoz, sőt atomtömegüket és alapvető tulajdonságaikat is felvázolják a táblázatban szereplő várható helyzetelemek alapján. Ezt csak egy olyan rendszer alapján lehetne megtenni, amely objektíven tükrözi az anyag fejlődési törvényét. D. I. Mengyelejev 1869-ben megfogalmazott periodikus törvényének lényege: „Az egyszerű testek tulajdonságai, valamint az elemek vegyületeinek formái és tulajdonságai periodikusan függenek az értéktől. atomi mérlegek elemek (tömeg)".

Periódusos táblázat elemeket.
1871-ben D. I. Mengyelejev megadja a periódusos rendszer második változatát (az ún. rövid forma táblázat), amelyben az elemek közötti rokonság különböző fokait azonosítja. A rendszer ezen változata lehetővé tette Mengyelejev számára, hogy megjósolja 12 elem létezését, és három elem tulajdonságait nagyon nagy pontossággal írja le. Az 1875 és 1886 közötti időszakban. ezt a három elemet felfedezték, és tulajdonságaik teljes egybeesése a nagy orosz tudós által megjósolt tulajdonságokkal. Ezek az elemek a következő elnevezéseket kapták: szkandium, gallium, germánium. Ezt követően a periodikus törvény objektív természettörvényként egyetemes elismerést kapott, és ma a kémia, a fizika és más természettudományok alapja.

A kémiai elemek periódusos rendszere a periódusos törvény grafikus kifejezése. Ismeretes, hogy számos törvényszerűség a verbális megfogalmazásokon kívül grafikusan ábrázolható és kifejezhető matematikai képletek. Ez a periodikus törvény is; csak a benne rejlő matematikai törvények, amelyekről az alábbiakban lesz szó, még nem egyesültek általános képlet. A periódusos rendszer ismerete megkönnyíti a kurzus tanulmányozását Általános kémia.
A modern periódusos rendszer kialakítása elvileg kevéssé különbözik az 1871-es változattól. A periódusos rendszer elemeinek szimbólumai függőleges és vízszintes oszlopokba rendeződnek. Ez az elemek csoportokba, alcsoportokba, periódusokba való egyesüléséhez vezet. Minden elem egy adott cellát foglal el a táblázatban. A függőleges grafikonok csoportok (és alcsoportok), a vízszintes grafikonok periódusok (és sorozatok).

Csoportonként azonos oxigén vegyértékkel rendelkező elemek gyűjteménye. Ezt a legmagasabb vegyértéket a csoportszám határozza meg. Mivel a nemfémes elemek oxigén és hidrogén legmagasabb vegyértékeinek összege nyolc, a csoportszám alapján könnyű meghatározni a legmagasabb képletet. hidrogén csatlakozás. Tehát a foszfor esetében - az ötödik csoport egyik eleme - az oxigén legmagasabb vegyértéke öt, a legmagasabb oxid képlete P2O5, és a hidrogénnel rendelkező vegyület képlete PH3. A kén, a hatodik csoport egyik eleme esetében a legmagasabb oxid képlete SO3, a legmagasabb hidrogéntartalmú vegyület képlete pedig H2S.
Egyes elemek vegyértéke magasabb, ami nem egyenlő a csoportszámukkal. Ilyen kivételek a réz Cu, ezüst Ag, arany Au. Az első csoportba tartoznak, de vegyértékük egytől háromig változik. Például vannak olyan vegyületek: CuO; Ezelőtt; Cu2O3; Au2O3. Az oxigén a hatodik csoportba tartozik, bár kettőnél nagyobb vegyértékű vegyületei szinte soha nem találhatók. A fluor P, a VII. csoport egyik eleme, legfontosabb vegyületeiben egyértékű; A bróm Br, a VII. csoport egyik eleme, maximálisan ötértékű. Különösen sok kivétel van a VIII. csoportban. Csak két elem van benne: a ruténium Ru és az ozmium Os vegyértéke nyolc, magasabb oxidjaik képlete RuO4 és OsO4. A VIII. csoport többi elemének vegyértéke jóval alacsonyabb.
Mengyelejev periodikus rendszere kezdetben nyolc csoportból állt. A 19. század végén. Az orosz tudós, N. A. Morozov által megjósolt inert elemeket fedeztek fel, és a periódusos rendszert egy kilencedik csoporttal - a nulla számmal - egészítették ki. Most sok tudós szükségesnek tartja, hogy visszatérjen az összes elem 8 csoportra való felosztásához. Ez harmonikusabbá teszi a rendszert; Az oktett (nyolc) csoportok szemszögéből bizonyos szabályok és törvények világosabbá válnak.

A csoportelemek aszerint vannak elosztva alcsoportok. Egy alcsoport egy adott csoport elemeit egyesíti, amelyek kémiai tulajdonságaikban jobban hasonlítanak egymásra. A hasonlóság a szerkezeti analógiától függ elektronikus héjak elemek atomjai. A periódusos rendszerben az egyes alcsoportok elemeinek szimbólumai szigorúan függőlegesen vannak elrendezve.
Az első hét csoportnak egy fő és egy másodlagos alcsoportja van; a nyolcadik csoportban egy fő alcsoport található, az „inert” elemek és három másodlagos. Az egyes alcsoportok nevét általában a felső elem nevével adják meg, például: lítium alcsoport (Li-Na-K-Rb-Cs-Fr), króm alcsoport (Cr-Mo-W). alcsoport kémiai analógjai, ugyanazon csoport különböző alcsoportjainak elemei néha nagyon élesen különböznek tulajdonságaikban. Köztulajdon ugyanazon csoport fő és másodlagos alcsoportjainak elemei esetében a legnagyobb oxigén vegyértékük alapvetően megegyezik. Így a VII. csoport különböző alcsoportjaiban található mangán Mn és C1 klór kémiailag szinte semmi közös nincs: a mangán fém, a klór egy tipikus nemfém. A magasabb oxidjaik és a megfelelő hidroxidok képlete azonban hasonló: Mn2O7 - Cl2O7; НМnО4 - НС1О4.
A periódusos rendszerben két vízszintes sor 14 elemből áll, amelyek a csoportokon kívül helyezkednek el. Általában az asztal aljára helyezik őket. Ezen sorozatok egyike lantanidoknak (szó szerint: mint a lantánnak) nevezett elemekből áll, a másik sorozat pedig aktinidákból (például aktiniumból) áll. Az aktinid szimbólumok a lantanid szimbólumok alatt találhatók. Ez az elrendezés 14 rövidebb alcsoportot tár fel, amelyek mindegyike 2 elemből áll: ezek a második másodlagos vagy lantanid-aktinid alcsoportok.
Az elmondottak alapján megkülönböztetik: a) fő alcsoportokat, b) másodlagos alcsoportokat és c) második másodlagos (lantanid-aktinid) alcsoportokat.

Figyelembe kell venni, hogy egyes fő alcsoportok elemeik atomjainak felépítésében is eltérnek egymástól. Ez alapján a periódusos rendszer összes alcsoportja 4-re osztható kategóriákat.
I. Az I. és II. csoport főbb alcsoportjai (lítium és berillium alcsoportok).
II. Hat fő alcsoport III - IV - V - VI - VII - VIII csoport (bór, szén, nitrogén, oxigén, fluor és neon alcsoportjai).
III. Tíz mellékalcsoport (egy az I-VII csoportban és három a VIII. csoportban). jfc,
IV. Tizennégy lantanid-aktinid alcsoport.
E 4 kategória alcsoportjainak száma a következő aritmetikai progresszió: 2-6-10-14.
Megjegyzendő, hogy bármely fő alcsoport legfelső eleme a 2. periódusban van; bármely oldalelem felső eleme - a 4. periódusban; bármely lantanid-aktinid alcsoport csúcseleme - a 6. periódusban. Így a periódusos rendszer minden új páros periódusával az alcsoportok új kategóriái jelennek meg.
Minden elem azon túl, hogy egyik vagy másik csoportba és alcsoportba tartozik, a hét periódus valamelyikében is található.
A periódus olyan elemek sorozata, amelyek során tulajdonságaik fokozatos felerősödésük sorrendjében változnak tipikusan fémből tipikusan nemfémessé (metaloid). Minden periódus egy inert elemmel végződik. Ahogy az elemek fémes tulajdonságai gyengülnek, a nem fémes tulajdonságok kezdenek megjelenni és fokozatosan növekedni; a periódusok közepén általában vannak olyan elemek, amelyek valamilyen szinten egyesítik a fémes és a nemfémes tulajdonságokat. Ezeket az elemeket gyakran amfoternek nevezik.

Korszakok összetétele.
A periódusok nem egységesek a bennük szereplő elemek számában. Az első hármat kicsinek, a maradék négyet nagynak nevezzük. ábrán. A 8. ábra mutatja az időszakok összetételét. Az elemek számát bármely periódusban a 2n2 képlet fejezi ki, ahol n egész szám. A 2. és 3. periódus 8-8 elemet tartalmaz; 4 és 5 - 18 elemben; 6-32 elemben; a 7-ben, ami még nem készült el, 18 elem van, bár elméletileg szintén 32 elemnek kellene lennie.
Eredeti 1. periódus. Csak két elemet tartalmaz: hidrogén H és hélium He. A tulajdonságok fémesről nemfémesre való átmenete itt egy tipikusan amfoter elemben, a hidrogénben történik. Ez utóbbi, eredendő fémes tulajdonságai miatt, az alcsoport élén áll alkálifémek, a benne rejlő nemfémes tulajdonságai miatt - a halogének alcsoportja. A hidrogén ezért gyakran kétszer kerül a periódusos rendszerbe – az 1. és 7. csoportba.

Az időszakok eltérő mennyiségi összetétele fontos következménnyel jár: a kis periódusok szomszédos elemei, például a szén-C és a nitrogén-N, tulajdonságaikban viszonylag élesen eltérnek egymástól: a nagy periódusok szomszédos elemei például az ólom Pb, ill. bizmut Bi, tulajdonságaiban sokkal közelebb állnak egymáshoz barátok, mivel az elemek természetének hosszú távú változása kis ugrásokkal történik. Bizonyos, hosszú ideig tartó területeken a fémesség olyan lassú csökkenése is megfigyelhető, hogy a közeli elemek kémiai tulajdonságaikban nagyon hasonlóak. Ez például a negyedik időszak elemeinek hármasa: vas Fe - kobalt Co - nikkel Ni, amelyet gyakran „vas családnak” neveznek. A horizontális hasonlóság (horizontális analógia) itt még átfedi a vertikális hasonlóságot (vertikális analógia); Így a vas alcsoport elemei - vas, ruténium, ozmium - kémiailag kevésbé hasonlítanak egymáshoz, mint a „vas család” elemei.
A legtöbb ragyogó példa A vízszintes analógia a lantanidok. Mindegyik hasonló kémiailag egymáshoz és a lantán La-hoz. A természetben csoportosan fordulnak elő, nehezen különíthetők el, legtöbbjük tipikus legmagasabb vegyértéke 3. A lantanidok sajátos belső periodicitással rendelkeznek: minden nyolcadik elrendezési sorrendben bizonyos mértékig ismétli a tulajdonságokat és a vegyértéket. az első állapotok, azaz. amelyiktől a visszaszámlálás kezdődik. Így a terbium Tb hasonló a cérium Ce-hez; lutécium Lu - gadolínium Gd-hez.
Az aktinidák hasonlóak a lantanidokhoz, de vízszintes analógiájuk sokkal kevésbé hangsúlyos. Egyes aktinidák (például az urán U) legmagasabb vegyértéke eléri a hatot. A köztük lévő alapvetően lehetséges belső periodicitást még nem erősítették meg.

Elemek elrendezése a periódusos rendszerben. Moseley törvénye.

D. I. Mengyelejev egy bizonyos sorrendbe rendezte az elemeket, amelyet néha „Mengyelejev-sorozatnak” neveznek. Általában ez a sorrend (számozás) az elemek atomtömegének növekedéséhez kapcsolódik. Vannak azonban kivételek. Néha a logikai folyamat a vegyérték változása ütközik az atomtömeg változásának lefolyásával. Ilyen esetekben szükség volt e két rendszerezési elv valamelyikének előnyben részesítésére. D. I. Mengyelejev bizonyos esetekben megsértette a növekvő atomtömegű elemek elrendezésének elvét, Ha Mengyelejev a nikkel-Nit a kobalt Co, a jód I-et a tellúr Te elé helyezte volna, akkor ezek az elemek olyan alcsoportokba és csoportokba esnének, amelyek nem felelnek meg tulajdonságaiknak és legmagasabb vegyértéküknek.
1913-ban az angol tudós, G. Moseley, a különböző elemek röntgensugárzásának spektrumait tanulmányozva, észrevett egy mintát, amely összekapcsolja a Mengyelejev-féle periódusos rendszer elemeinek számát a sugarak hullámhosszával, amely bizonyos elemek katódfelhők általi besugárzásából ered. Kiderült, hogy négyzetgyök e sugarak hullámhosszának inverz értékei összefüggenek lineáris függőség a megfelelő elemek sorszámával. G. Moseley törvénye lehetővé tette a „Mengyelejev-sorozat” helyességének ellenőrzését és megerősítette kifogástalanságát.
Ismerjük meg például a 20-as és a 30-as elemek értékeit, amelyeknek a rendszerben szereplő számai nem okoznak kétséget. Ezek az értékek lineáris összefüggésben kapcsolódnak a jelzett számokhoz. Annak ellenőrzésére, hogy például a kobalthoz rendelt szám (27) helyes-e, és az atomtömegből ítélve ennek a számnak nikkelnek kellett volna lennie, katódsugárral sugározzák be: ennek eredményeként a kobaltból röntgensugárzás szabadul fel. . Alkalmasra bontva őket diffrakciós rácsok(kristályokon) megkapjuk e sugarak spektrumát, és a spektrumvonalak közül a legtisztábbat választva megmérjük az ennek megfelelő sugár hullámhosszát (); majd az értéket ábrázoljuk az ordinátán. Az eredményül kapott A pontból húzzon egy egyenest az x tengellyel párhuzamosan, amíg az nem metszi az előzőleg azonosított egyenest. A B metszéspontból leeresztjük az x tengelyre merőlegest: ez pontosan jelzi számunkra a kobaltszámot, amely egyenlő 27-tel. Így D. I. Mengyelejev periodikus elemrendszere - a tudós logikai következtetéseinek gyümölcse - kísérleti eredményeket kapott. megerősítés.

A periódusos törvény modern megfogalmazása. Fizikai jelentés sorozatszám elem.

G. Moseley munkája után egy elem atomtömege fokozatosan kezdte feladni elsőbbségi szerepét egy új, belső (fizikai) jelentésében még nem tisztázott, de tisztább állandónak - a sorszámnak vagy ahogyan ma nevezik. it, az elem rendszáma. Ennek az állandónak a fizikai jelentését 1920-ban D. Chadwick angol tudós munkája tárta fel. D. Chadwick kísérletileg megállapította, hogy egy elem rendszáma számszerűen megegyezik ezen elem atommagjának pozitív töltésével Z, azaz az atommagban lévő protonok számával. Kiderült, hogy D. I. Mengyelejev anélkül, hogy sejtette volna, olyan sorrendbe rendezte az elemeket, amelyek pontosan megfeleltek az atommagok töltésének növekedésének.
Ekkorra az is kiderült, hogy egyazon elem atomjai tömegükben különbözhetnek egymástól; az ilyen atomokat izotópoknak nevezzük. Példa erre az atomok: és . A periódusos rendszerben ugyanazon elem izotópjai egy cellát foglalnak el. Az izotópok felfedezése kapcsán tisztázódott a kémiai elem fogalma. Jelenleg kémiai elem Nevezze meg az azonos nukleáris töltéssel rendelkező atomok típusát - ugyanannyi proton van az atommagban. Tisztázták a periodikus törvény megfogalmazását is. A törvény modern megfogalmazása kimondja: az elemek és vegyületeik tulajdonságai periodikusan függnek az atommagok méretétől és töltésétől.
Az elemek egyéb jellemzői, amelyek az atomok külső elektronrétegeinek szerkezetéhez, az atomtérfogatokhoz, az ionizációs energiához és egyéb tulajdonságokhoz kapcsolódnak, szintén periodikusan változnak.

Elemek atomjainak elektronhéjainak periodikus rendszere és szerkezete.

Később kiderült, hogy nem csak egy elem sorszámának van mély fizikai jelentése, hanem fokozatosan más, korábban tárgyalt fogalmak is fizikai jelentést nyertek. Például a csoportszám, amely az elem legmagasabb vegyértékét jelzi, így felfedi, hogy egy adott elem atomjában hány elektron vehet részt a képződésben. kémiai kötés.
A periódusszám viszont összefüggésben van egy adott periódusú elem atomjának elektronhéjában jelen lévő energiaszintek számával.
Így például az ón Sn „koordinátái” (50-es sorszám, 5. periódus, IV. csoport fő alcsoportja) azt jelentik, hogy egy ónatomban 50 elektron van, ezek 5 energiaszinten oszlanak el, mindössze 4 elektron vegyérték. .
Rendkívül fontos a különböző kategóriák alcsoportjaiban található elemek megtalálásának fizikai jelentése. Kiderült, hogy az I. kategóriás alcsoportokban elhelyezkedő elemeknél a következő (utolsó) elektron a külső szint s-alszintjén található. Ezek az elemek az elektronikai családba tartoznak. A II. kategória alcsoportjaiban elhelyezkedő elemek atomjainál a következő elektron a külső szint p-alszintjén található. Ezek a „p” elektroncsalád elemei, így az ónatomok következő 50. elektronja a külső, azaz az 5. energiaszint p-alszintjén helyezkedik el.
A III. kategóriájú alcsoportok elemeinek atomjainál a következő elektron a d-alszinten található, de már a külső szint előtt ezek a „d” elektroncsalád elemei. A lantanid és aktinid atomokban a következő elektron az f-alszinten, a külső szint előtt található. Ezek az „f” elektronikus család elemei.
Nem véletlen tehát, hogy e 4 kategória fentebb említett alcsoportjainak száma, azaz 2-6-10-14, egybeesik az s-p-d-f alszintek maximális elektronszámával.
De kiderül, hogy meg lehet oldani az elektronhéj kitöltési sorrendjének kérdését, és levezetni bármely elem atomjának elektronképletét a periódusos rendszer alapján, amely kellő egyértelműséggel jelzi az egyes elemek szintjét és alszintjét. egymást követő elektron. A periódusos rendszer jelzi az elemek egymás utáni periódusokba, csoportokba, alcsoportokba való elhelyezkedését és elektronjainak szint- és alszintek közötti megoszlását is, mert minden elemnek megvan a sajátja, amely az utolsó elektronját jellemzi. Példaként nézzük meg egy elektronikus képlet összeállítását a cirkónium (Zr) elem atomjára. A periodikus rendszer ennek az elemnek a mutatóit és „koordinátáit” adja meg: 40. sorszám, 5. periódus, IV. csoport, másodlagos alcsoport Első következtetések: a) összesen 40 elektron van, b) ez a 40 elektron öt energiaszinten oszlik el; c) 40 elektronból csak 4 vegyértékes, d) a következő 40. elektron a külső, azaz negyedik energiaszint előtt lépett be a d-alszintbe. Hasonló következtetések vonhatók le a cirkóniumot megelőző 39 elem mindegyikéről, csak az indikátorok ill. a koordináták minden alkalommal eltérőek lesznek.
Ezért módszeres technika elemek elektronikus képleteinek összeállítása a periódusos rendszer alapján, és abból áll, hogy az egyes elemek elektronikus héját szekvenciálisan figyelembe vesszük az adott elemhez vezető úton, és a „koordinátái” alapján azonosítjuk, hová jutott a következő elektron a héjban.
Az első periódus első két eleme, a hidrogén-H és a He-hélium az s-családba tartozik. Két elektronjuk belép az első szint s-alszintjébe. Leírjuk: Itt ér véget az első periódus, az első energiaszint is. A második periódus következő két eleme sorrendben - a lítium-lítium és a berillium-be az I. és II. csoport fő alcsoportjába tartozik. Ezek is s-elemek. Következő elektronjaik a 2. szint s alszintjén helyezkednek el. A 2. periódusból 6 elemet írunk fel egymás után: bór B, szén C, nitrogén N, oxigén O, fluor F és neon Ne. Ezeknek az elemeknek a III - Vl csoportok fő alcsoportjaiban való elhelyezkedése szerint a következő elektronjaik, a hat közül, a 2. szint p-alszintjén helyezkednek el. Felírjuk: Az inert elem neon befejezi a második periódust, a második energiaszint is befejeződik. Ezt követi az I. és II. csoport fő alcsoportjainak harmadik periódusának két eleme: a nátrium-nátrium és a magnézium-magnézium. Ezek s-elemek és a következő elektronjaik a 3. szint s-alszintjén helyezkednek el, majd a 3. periódus hat eleme van: alumínium Al, szilícium Si, foszfor P, kén S, klór C1, argon Ar. Ezen elemek elhelyezkedése szerint a III. csoport fő alcsoportjaiban - UI, a következő elektronjaik, a hat közül, a 3. szint p-alszintjén helyezkednek majd el - Az argon inert elem a 3. periódusát befejezte, de a A 3. energiaszint még nem fejeződött be, amíg a harmadik lehetséges d-alszintjén nincsenek elektronok.
Ezt követi az I. és II. csoport fő alcsoportjainak 4. periódusának 2 eleme: a kálium K és a kalcium Ca. Ezek megint s-elemek. Következő elektronjaik az s-alszinten lesznek, de már a 4. szinten. Ezeknek a következő elektronoknak energetikailag kedvezőbb, ha az atommagtól távolabbi 4. szintet kezdik kitölteni, mint a 3d alszintet. Felírjuk: A 4. periódus következő tíz eleme a 21-es szkandium Sc-től a 30-as számú cink-Zn-ig a III - V - VI - VII - VIII - I - II csoport másodlagos alcsoportjában található. Mivel ezek mind d-elemek, a következő elektronjaik a külső szint előtti d-alszinten találhatók, vagyis a magtól számított harmadikon. Leírjuk:
A 4. periódus következő hat eleme: gallium Ga, germánium Ge, arzén As, szelén Se, bróm Br, kripton Kr - a III - VIIJ csoportok fő alcsoportjaiba tartoznak. Következő 6 elektronjuk a külső, azaz a 4. szint p-alszintjén található: 3b elemeket vettünk figyelembe; a negyedik periódust a kripton inert elem teszi teljessé; A 3. energiaszint is elkészült. A 4. szinten azonban csak két alszint van teljesen kitöltve: s és p (a 4 lehetséges közül).
Ezt követi az I. és II. csoport fő alcsoportjainak 5. periódusának 2 eleme: No. 37 rubidium Rb és No. 38 strontium Sr. Ezek az s-család elemei, és következő elektronjaik az 5. szint s-alszintjén helyezkednek el: Az utolsó 2 elem - No. 39 ittrium YU No. 40 cirkónium Zr - már másodlagos alcsoportokba tartoznak, azaz tartoznak. a d-családhoz. A következő két elektronjuk a d-alszintre fog menni, a külső előtt, azaz. 4. szint Az összes rekordot egymás után összegezve megalkotjuk a 40-es számú cirkóniumatom elektronképletét. A cirkóniumatom származtatott elektronképletén az alszinteket a szintjeik számozási sorrendjébe rendezve némileg módosíthatjuk:

A levezetett képlet természetesen csak az elektronok energiaszintek közötti eloszlására egyszerűsíthető: Zr – 2|8| 18 |8 + 2| 2 (a nyíl a következő elektron belépési pontját jelzi; a vegyértékelektronok alá vannak húzva). Az alcsoportok kategóriájának fizikai jelentése nemcsak abban rejlik, hogy a következő elektron hol lép be az atom héjába, hanem az is, hogy a vegyértékelektronok milyen szinten helyezkednek el. Az egyszerűsített elektronikus képletek összehasonlításából például a klór (3. periódus, VII. csoport fő alcsoportja), cirkónium (5. periódus, IV. csoport másodlagos alcsoportja) és urán (7. periódus, lantanid-aktinid alcsoport)
№17, С1-2|8|7
40. sz., Zr - 2|8|18|8+ 2| 2
92. szám, U - 2|8|18 | 32 |18 + 3|8 + 1|2
Látható, hogy bármely fő alcsoport elemeihez csak a külső szintű elektronok (s és p) lehetnek vegyértékek. Az oldalsó alcsoportok elemeinél a vegyértékelektronok lehetnek a külső és részben a külső szint előtti elektronok (s és d). A lantanidokban és különösen az aktinidákban a vegyértékelektronok három szinten helyezkedhetnek el: külső, pre-külső és pre-külső szinten. Általában, teljes szám vegyértékelektronok egyenlő a csoportszámmal.

Elem tulajdonságai. Ionizációs energia. Elektronaffinitási energia.

Az elemek tulajdonságainak összehasonlító vizsgálatát a periodikus rendszer három lehetséges irányában végezzük: a) vízszintesen (periódusonként), b) függőlegesen (alcsoportonként), c) átlón. Érvelésünk leegyszerűsítése érdekében kizárjuk az 1. periódust, a befejezetlen 7. periódust, valamint a teljes VIII. Megmarad a rendszer fő paralelogrammája, melynek bal felső sarkában a lítium Li (3. sz.), a bal alsóban a cézium Cs (55. sz.) lesz. A jobb felső sarokban - fluor F (9. szám), a jobb alsó sarokban - asztatin At (85. szám).
irányokat. Vízszintes irányban balról jobbra az atomok térfogata fokozatosan csökken; előfordul, ez az atommag töltésének az elektronhéjra gyakorolt ​​​​hatásának eredménye. Függőleges irányban felülről lefelé a szintek számának növekedése következtében az atomok térfogata fokozatosan nő; az átlós irány mentén - sokkal kevésbé egyértelműen meghatározott és rövidebb - közel maradnak. Ezek általános minták, amelyek alól, mint mindig, vannak kivételek.
A fő alcsoportokban az atomok térfogatának növekedésével, azaz felülről lefelé haladva könnyebbé válik a külső elektronok leválása, és nehezebbé válik az új elektronok hozzáadása az atomokhoz. Az elektronok adományozása az elemek úgynevezett redukáló erejét jellemzi, különösen a fémekre jellemző. Az elektronok hozzáadása jellemzi a nemfémekre jellemző oxidációs képességet. Következésképpen a fő alcsoportokban felülről lefelé növekszik az elemek atomjainak redukáló képessége; Az ezeknek az elemeknek megfelelő egyszerű testek fémes tulajdonságai is növekednek. Az oxidációs kapacitás csökken.
A periódusokon át balról jobbra a változások mintázata ellentétes: az elemi atomok redukáló képessége csökken, míg az oxidációs képessége nő; az ezeknek az elemeknek megfelelő egyszerű testek nemfémes tulajdonságai megnőnek.
Az átlós irány mentén az elemek tulajdonságai többé-kevésbé közel maradnak. Nézzük meg ezt az irányt egy példán keresztül: berillium-alumínium
A berillium-Be-től az alumínium-Al-ig közvetlenül a Be → A1 átló mentén haladhatunk, vagy a B-bóron, azaz a két Be → B és B → A1 szár mentén. A nemfémes tulajdonságok berilliumról bórra erősödése és bóról alumíniumra való gyengülése megmagyarázza, hogy az átlón elhelyezkedő berillium és alumínium elemek tulajdonságaiban miért van némi analógia, bár nem tartoznak a periódusos rendszer azonos alcsoportjába.
Így a periódusos rendszer között az elemek atomjainak szerkezete és azok kémiai tulajdonságok szoros kapcsolat van.
Bármely elem atomjának tulajdonságait - feladva egy elektront és pozitív töltésű ionná alakulva - az energiaráfordítás, az úgynevezett ionizációs energia I* számszerűsíti. Kcal/g-atomban vagy hj/g-atomban van kifejezve.

Minél alacsonyabb ez az energia, annál erősebb az elem atomja redukáló tulajdonságokkal, annál fémesebb az elem; Minél nagyobb ez az energia, annál gyengébbek a fémes tulajdonságok, annál erősebbek az elem nem fémes tulajdonságai. Bármely elem atomjának azon tulajdonságát, hogy elfogadjon egy elektront és átalakul negatív töltésű ionná, a felszabaduló energia mennyisége határozza meg, amelyet E elektronaffinitásnak nevezünk; kcal/g-atomban vagy kJ/g-atomban is kifejeződik.

Az elektronaffinitás egy elem azon képességének mértéke, hogy nem fémes tulajdonságokat mutatjon ki. Minél nagyobb ez az energia, annál nem fémes az elem, és fordítva, minél kevesebb az energia, annál fémesebb az elem.
Gyakran az elemek tulajdonságainak jellemzésére egy mennyiséget ún elektronegativitás.
Ő: képviseli számtani összeg az ionizációs energia és az elektronaffinitási energia értékei

A konstans az elemek nemfémességének mértéke. Minél nagyobb, annál erősebbek az elem nem fémes tulajdonságai.
Szem előtt kell tartani, hogy minden elem alapvetően kettős természetű. Az elemek fémekre és nemfémekre való felosztása bizonyos mértékig önkényes, mivel a természetben nincsenek éles szélek. Egy elem fémes tulajdonságainak növekedésével a nem fémes tulajdonságai gyengülnek, és fordítva. Az elemek közül a „legfémesebb” - a francium Fr - tekinthető a legkevésbé nemfémesnek, a leginkább „nemfémes” - a fluor F - a legkevésbé fémesnek.
A számított energiák - ionizációs energia és elektronaffinitási energia - értékeit összegezve azt kapjuk, hogy a céziumnál 90 kcal/g-a., a lítiumnál 128 kcal/g-a., a fluornál = 510 kcal/g-a. (az értéket kJ/g-a-ban is megadjuk). Ezek abszolút elektronegativitás értékek. Az egyszerűsítés érdekében használják relatív értékek elektronegativitást, a lítium elektronegativitását (128) egységnek véve. Ekkor a fluorra (F) kapjuk:
A cézium (Cs) esetében a relatív elektronegativitás egyenlő lesz
A fő alcsoportok elemeinek elektronegativitás változásának grafikonján
I-VII csoportok. Összehasonlítjuk az I-VII csoportok fő alcsoportjainak elemeinek elektronegativitását. A megadott adatok a hidrogén valódi helyzetét jelzik az 1. periódusban; az elemek fémességének egyenlőtlen növekedése, felülről lefelé a különböző alcsoportokban; az elemek némi hasonlósága: hidrogén - foszfor - tellúr (= 2,1), berillium és alumínium (= 1,5) és számos más elem. Ahogy a fenti összehasonlításokból is látszik, az elektronegativitás értékek segítségével közelítőleg lehetséges akár különböző alcsoportok és különböző periódusok elemeinek összehasonlítása egymással.

Az I-VII. csoportok fő alcsoportjai elemeinek elektronegativitásának változásainak grafikonja.

A periodikus törvénynek és az elemek periodikus rendszerének óriási filozófiai, tudományos és módszertani jelentősége van. Ezek a következők: a minket körülvevő világ megértésének eszközei. A periodikus törvény feltárja és tükrözi a természet dialektikus-materialista lényegét. A periodikus törvény és az elemek periodikus rendszere meggyőzően bizonyítja a minket körülvevő világ egységét és anyagiságát. Ezek igazolják legjobban a marxista dialektikus megismerési módszer főbb jellemzőinek érvényességét: a) a tárgyak és jelenségek összekapcsolódását és egymásra utaltságát, b) a mozgás és fejlődés folytonosságát, c) a mennyiségi változások minőségivé való átmenetét, d) az ellentétek küzdelme és egysége.
Hatalmas tudományos jelentősége A periodikus törvény az, hogy segíti a kreatív felfedezéseket a kémiai, fizikai, ásványtani, földtani, műszaki és egyéb tudományok területén. A periodikus törvény felfedezése előtt a kémia szétszórt tényszerű információk felhalmozódása volt, amely nélkülözte a belső kapcsolatot; Most mindez egyetlen harmonikus rendszerbe került. A kémia és a fizika területén számos felfedezés született a periódusos törvény és az elemek periódusos rendszere alapján. A periodikus törvény megnyitotta az utat a tudás felé belső szerkezet atom és magja. Mindig új felfedezésekkel gazdagodik, és a természet megingathatatlan, objektív törvényeként igazolódik. A periódusos törvény és a periódusos elemrendszer nagy módszertani és módszertani jelentősége abban rejlik, hogy a kémia tanulmányozása során lehetőséget adnak a hallgatóban a dialektikus-materialista világkép kialakítására, és elősegítik a kémia tantárgy elsajátítását: A tanulmány A kémiának nem az egyes elemek és vegyületeik tulajdonságainak memorizálásán kell alapulnia, hanem az egyszerű és összetett anyagok, a periodikus törvény és a periodikus elemrendszer által kifejezett minták alapján.

IV - VII - hosszú időszakok, mert két sor (páros és páratlan) elemből áll.

A tipikus fémek nagy periódusok egyenletes soraiban helyezkednek el. A páratlan sorozat fémmel kezdődik, majd a fémes tulajdonságok gyengülnek és a nemfémes tulajdonságok növekednek, és a periódus egy inert gázzal ér véget.

Csoport- ez a vegyszerek függőleges sora. elemek vegyileg kombinálva tulajdonságait.

Csoport

fő alcsoport másodlagos alcsoport

A fő alcsoport tartalmazza a másodlagos alcsoportot

kicsi és nagy elemei, csak nagy korszakok elemei.

időszakokban.

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

kicsi nagy nagy

A következő minták jellemzőek az azonos csoportba kombinált elemekre:

1. Az elemek magasabb vegyértéke oxigénnel rendelkező vegyületekben(néhány kivételtől eltekintve) csoportszámának felel meg.

A másodlagos alcsoportok elemei más magasabb vegyértékeket is mutathatnak. Például a Cu - az oldalsó alcsoport I. csoportjába tartozó elem - Cu 2 O oxidot képez. A leggyakoribbak azonban a kétértékű réz vegyületei.

2. A fő alcsoportokban(fentről lefelé) Az atomtömeg növekedésével az elemek fémes tulajdonságai nőnek, a nemfémeseké gyengül.

Az atom szerkezete.

A tudományban sokáig az volt az uralkodó vélemény, hogy az atomok oszthatatlanok, i.e. nem tartalmaznak egyszerűbb komponenseket.

A 19. század végén azonban számos olyan tényt állapítottak meg, amelyek arra utaltak összetett összetétel atomok és azok egymásba való átalakulásának lehetősége.

Az atomok összetett képződmények, amelyek kisebb szerkezeti egységekből épülnek fel.

mag

p+ - proton

atom

n 0 - neutron

ē - elektron - az atommagon kívül

A kémiához nagy érdeklődés az atom elektronhéjának szerkezetét ábrázolja. Alatt elektronhéj megérteni az összes elektron összességét egy atomban. Az elektronok száma egy atomban megegyezik a protonok számával, azaz. az elem rendszáma, mivel az atom elektromosan semleges.

Az elektron legfontosabb jellemzője az atommal való kapcsolatának energiája. A hasonló energiaértékű elektronok egyetlent alkotnak elektronréteg.

Mindegyik chem. a periódusos rendszer eleme számozott volt.

Az egyes elemek által kapott számot hívják sorozatszám.

A sorozatszám fizikai jelentése:

1. Mennyi az elem rendszáma, mekkora az atommag töltése.

2. Az atommag körül ugyanannyi elektron kering.

Z = p + Z - elem sorozatszáma

n 0 = A - Z

n 0 = A - p + A - az elem atomtömege

n 0 = A - ē

Például Li.

Az időszak számának fizikai jelentése.

Milyen periódusban van egy elem, hány elektronhéja (rétege) lesz.

Nem +2
Li +3 Legyen +4 V +5 N +7

Az egy elektronhéjban található elektronok maximális számának meghatározása.

1. Adja meg az elem nevét és megnevezését. Határozza meg az elem sorozatszámát, periódusszámát, csoportját, alcsoportját. Adja meg a rendszerparaméterek fizikai jelentését - sorozatszám, periódusszám, csoportszám. Indokolja az alcsoportban elfoglalt pozíciót!

2. Adja meg az elektronok, protonok és neutronok számát az elem atomjában, az atommag töltését és a tömegszámot!

3. Állítsa össze az elem teljes elektronikus képletét, határozza meg az elektroncsaládot, osztályozza az egyszerű anyagot fémnek vagy nemfémnek!

4. Grafikusan ábrázolja az elem elektronikus szerkezetét (vagy az utolsó két szintet).

5. Grafikusan ábrázolja az összes lehetséges vegyértékállapotot.

6. Adja meg a vegyértékelektronok számát és típusát!

7. Sorolja fel az összes lehetséges vegyértéket és oxidációs állapotot!

8. Írja fel az oxidok és hidroxidok képleteit minden vegyértékállapotra! Jelölje meg kémiai természetüket (válaszát támassza alá a megfelelő reakciók egyenleteivel).

9. Adja meg egy hidrogénvegyület képletét!

10. Nevezze meg ennek az elemnek az alkalmazási körét!

Megoldás. A PSE-ben a 21-es sorozatszámú elem a szkandiumnak felel meg.

1. Az elem a IV periódusban van. A periódusszám az elem atomjában lévő energiaszintek számát jelenti, 4. A szkandium a 3. csoportban található - a 3. elektron külső szintjén; oldalsó alcsoportban. Következésképpen vegyértékelektronjai a 4s és 3d alszinten helyezkednek el. Az atomszám numerikusan egybeesik az atommag töltésével.

2. A szkandium atommag töltése +21.

A protonok és az elektronok száma 21 darab.

A neutronok száma A–Z = 45 – 21 = 24.

Az atom általános összetétele: ( ).

3. A szkandium teljes elektronikus képlete:

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

Elektronikus család: d-elem, mint a töltési szakaszban
d-pályák. Az atom elektronszerkezete s-elektronokkal végződik, így a szkandium fémes tulajdonságokat mutat; egyszerű anyag a fém.

4. Az elektronikus grafikus konfiguráció így néz ki:

5. Lehetséges vegyértékállapotok a párosítatlan elektronok számától függően:

- alap állapotban:

– gerjesztett állapotban lévő szkandiumban egy elektron a 4s pályáról szabad 4p pályára kerül, egy párosítatlan d elektron megnő vegyértéklehetőségek skandium.

Az Sc-nek három vegyértékelektronja van gerjesztett állapotában.

6. A lehetséges vegyértékeket ebben az esetben a párosítatlan elektronok száma határozza meg: 1, 2, 3 (vagy I, II, III). Lehetséges oxidációs állapotok (az elmozdult elektronok számát tükrözik) +1, +2, +3 (mivel a szkandium fém).

7. A legjellemzőbb és legstabilabb vegyérték a III, oxidációs állapota +3. Csak egy elektron jelenléte a d-állapotban a 3d 1 4s 2 konfiguráció alacsony stabilitását okozza.

A szkandium és analógjai a többi d-elemtől eltérően állandó +3 oxidációs állapotot mutatnak. legmagasabb fokozat oxidáció és megfelel a csoportszámnak.

8. Az oxidok képlete és kémiai természetük:

magasabb oxidforma – (amfoter);

hidroxid képletek: – amfoter.

Az oxidok és hidroxidok amfoter természetét megerősítő reakcióegyenletek:

(lítium-botrány),

(szkandium-klorid),

( Kálium-hexahidroxokandiát (III) ),

(scandium-szulfát).

9. Hidrogénnel nem képez vegyületet, mivel oldalsó alcsoportba tartozik és d-elem.

10. A szkandiumvegyületeket a félvezető technológiában használják.

2. példa A két elem közül melyiknek van erősebb fémes tulajdonsága, a mangánnak vagy a brómnak?

Megoldás. Ezek az elemek a negyedik periódusban vannak. Írjuk fel az elektronikus képleteiket:

A mangán egy d-elem, azaz egy oldalsó alcsoport eleme, a bróm pedig
ugyanazon csoport fő alcsoportjának p-eleme. A külső elektronszinten a mangán atomnak csak két elektronja van, míg a brómatomnak hét. A mangánatom sugara kisebb, mint az azonos számú elektronhéjjal rendelkező brómatom sugara.

A p- és d-elemeket tartalmazó csoportok közös mintája a fémes tulajdonságok túlsúlya a d-elemekben.
Így a mangán kifejezettebb fémes tulajdonságokkal rendelkezik, mint a bróm.