Dmitrij Ivanovics Mengyelejev periódusos rendszere nagyon kényelmes és univerzális a használata. Ebből meghatározhatja az elemek néhány jellemzőjét, és ami a legmeglepőbb, megjósolni néhány még feltáratlan, a tudósok által fel nem fedezett tulajdonságot, kémiai elemek(például ismerjük a feltételezett unbihexium néhány tulajdonságát, bár még nem fedezték fel és nem szintetizálták).

Mik a fémes és nem fémes tulajdonságok

Ezek a tulajdonságok az elem képességétől függenek elektronokat adnak vagy vonzanak. Fontos megjegyezni egy szabályt: a fémek feladják az elektronokat, és a nemfémek elfogadják azokat. Ennek megfelelően a fémes tulajdonságok egy bizonyos kémiai elem azon képessége, hogy átadja elektronjait (a külső elektronfelhőből) egy másik kémiai elemnek. A nem fémek esetében ennek az ellenkezője igaz. Minél könnyebben fogad egy nemfém elektronokat, annál jobbak a nemfémes tulajdonságai.

A fémek soha nem fogadnak el elektronokat más kémiai elemtől. Ez jellemző a következő elemekre;

• nátrium;
• kálium;
• lítium;
• Franciaország és így tovább.

Hasonló a helyzet a nemfémekkel is. A fluor jobban kifejti tulajdonságait, mint az összes többi nemfém, csak egy másik elem részecskéit tudja magához vonzani, de semmilyen körülmények között nem adja fel a sajátját. A legnagyobb nem fémes tulajdonságokkal rendelkezik. Az oxigén (jellemzői szerint) közvetlenül a fluor után jön. Az oxigén vegyületet képezhet a fluorral, átadva az elektronjait, de elveszi a negatív részecskéket más elemektől.

A legkifejezettebb jellemzőkkel rendelkező nemfémek listája:

1. fluor;
2. oxigén;
3. nitrogén;
4. klór;
5. bróm.

A nemfémes és fémes tulajdonságokat az magyarázza, hogy minden vegyi anyagok törekedjenek energiaszintjük teljessé tételére. Ehhez az utolsó elektronikus szintnek 8 elektronnak kell lennie. A fluoratom utolsó elektronhéjában 7 elektron van; a teljessé tétel érdekében még egy elektront vonz. A nátriumatomnak egy elektronja van a külső héján, hogy 8-at kapjon, egyszerűbb 1-et adni, az utolsó szinten pedig 8 negatív töltésű részecske lesz.

A nemesgázok éppen azért nem lépnek kölcsönhatásba más anyagokkal, mert teljes az energiaszintjük, nem kell elektronokat vonzaniuk vagy feladniuk.

Hogyan változnak a fémek tulajdonságai a periódusos rendszerben

Mengyelejev periódusos rendszere csoportokból és periódusokból áll. A periódusok vízszintesen vannak elrendezve oly módon, hogy az első periódus a következőket tartalmazza: lítium, berillium, bór, szén, nitrogén, oxigén stb. A kémiai elemek szigorúan a növekvő atomszám szerint vannak elrendezve.

A csoportok függőlegesen vannak elrendezve úgy, hogy az első csoportba tartozik: lítium, nátrium, kálium, réz, rubídium, ezüst stb. A csoportszám egy bizonyos kémiai elem külső szintjén lévő negatív részecskék számát jelzi. Míg a periódusszám az elektronfelhők számát jelöli.

A fémes tulajdonságok sorban javulnak jobbról balra, vagy más szóval gyengül az időszakban. Vagyis a magnézium nagyobb fémes tulajdonságokkal rendelkezik, mint az alumínium, de kisebb, mint a nátrium. Ez azért van így, mert egy periódus alatt a külső héj elektronjainak száma megnő, ezért a kémiai elem nehezebben adja fel elektronjait.

A csoportban minden fordítva van, a fémes tulajdonságok a sorban fentről lefelé nőnek. Például a kálium erősebbnek tűnik, mint a réz, de gyengébb a nátriumnál. Ennek a magyarázata nagyon egyszerű: a száma elektronikus héjak, és minél távolabb van az elektron az atommagtól, az egyszerűbb az elemhez add oda. Az atommag és az első héj elektronja közötti vonzási erő nagyobb, mint a 4. héjban lévő atommag és elektron között.

Hasonlítsunk össze két elemet - a kalciumot és a báriumot. A bárium értéke alacsonyabb a periódusos rendszerben, mint a kalcium. Ez azt jelenti, hogy a kalcium külső héjából származó elektronok közelebb helyezkednek el az atommaghoz, ezért jobban vonzzák őket, mint a bárium elektronjai.

Nehezebb összehasonlítani azokat az elemeket, amelyek különböző csoportokban és időszakokban vannak. Vegyük például a kalciumot és a rubídiumot. A rubídium jobban bocsát ki negatív részecskéket, mint a kalcium. Mivel lejjebb és balra áll. De csak a periódusos rendszer használatával nem lehet egyértelműen válaszolni erre a kérdésre a magnézium és a szkandium összehasonlításával (mivel az egyik elem alacsonyabban és jobbra, a másik magasabban és balra van). Ezen elemek összehasonlításához speciális táblázatokra lesz szüksége (például a fémfeszültségek elektrokémiai sorozatára).

Hogyan változnak a nemfémes tulajdonságok a periódusos rendszerben?

Mengyelejev periódusos rendszerében a nem fémes tulajdonságok pontosan az ellenkező irányba változnak, mint a fémesek. Lényegében ez a két tulajdonság antagonista.

A periódusban felerősödnek (sorban jobbról balra). Például a kén kevésbé tud elektronokat vonzani, mint a klór, de jobban, mint a foszfor. A jelenség magyarázata ugyanaz. Negatív töltésű részecskék száma per külső réteg növekszik, és ezért az elem könnyebben befejezi energiaszintjét.

A nem fémes tulajdonságok felülről lefelé csökkennek (egy csoportban). Például a foszfor több negatív töltésű részecskét képes felszabadítani, mint a nitrogén, ugyanakkor jobban képes magához vonzani, mint az arzén. A foszforrészecskék jobban vonzódnak a maghoz, mint az arzénrészecskék, ami oxidálószer előnyét adja az oxidációs állapot csökkentésére és növelésére irányuló reakciókban (redox reakciók).

Hasonlítsa össze például a ként és az arzént. A kén magasabban és jobbra van, ami azt jelenti, hogy könnyebben teljesíti az energiaszintjét. A fémekhez hasonlóan a nemfémeket is nehéz összehasonlítani, ha különböző csoportokban és periódusokban vannak. Például klór és oxigén. Ezen elemek egyike magasabban és balra, a másik pedig alacsonyabban és jobbra van. A válaszhoz hivatkoznunk kell a nemfémek elektronegativitási táblázatára, amelyből azt látjuk, hogy az oxigén könnyebben vonzza a negatív részecskéket, mint a klór.

Mengyelejev periódusos rendszere segít megtudni nem csak az atomban lévő protonok számát, atomtömegés sorozatszámot, hanem segít az elemek tulajdonságainak meghatározásában is.

Videó

A videó segít megérteni a kémiai elemek és vegyületeik tulajdonságainak mintázatait időszakonként és csoportonként.

Előadás: Az elemek és vegyületeik tulajdonságainak változási mintái periódusonként és csoportonként

Jog D.I. Mengyelejev

D. I. Mengyelejev orosz tudós számos tudományterületen sikeresen dolgozott. Legnagyobb hírnevét azonban a kémiai elemek periodikus törvényének egyedülálló felfedezése hozta meg számára 1869-ben. Kezdetben így hangzott: „Minden elem tulajdonságai, és ennek eredményeként az általuk alkotott egyszerűek tulajdonságai , szintén összetett anyagok, atomtömegüktől függően időnként álljanak.

Jelenleg a törvény szövege eltérő. A tény az, hogy a törvény felfedezésének idején a tudósoknak fogalmuk sem volt az atom szerkezetéről, de atomtömeg a kémiai elem tömegét vettük. Az atom aktív tanulmányozása és szerkezetére vonatkozó új információk megszerzése után egy ma érvényes törvény született: „A kémiai atomok tulajdonságai. elemek és egyszerű anyagok, amelyeket atomjaik atommagjainak töltésétől periodikusan hoznak létre.”

A törvény grafikusan is kifejeződik. A táblázat jól mutatja:

Periódusos rendszer D.I. Mengyelejev

Ebben a leckében megtanuljuk kinyerni belőle a tudomány megértéséhez fontos és szükséges információkat. Látsz benne vonalakat. Ez időszakokban. Összesen hét van belőlük. Emlékezzünk vissza az előző leckéből, hogy az egyes periódusok száma azt mutatja, hogy hány energiaszinten találhatók egy kémiai elem atomjának elektronjai. Például a nátrium (Na) és a magnézium (Mg) a harmadik periódusba tartozik, ami azt jelenti, hogy elektronjaik három helyen helyezkednek el. energiaszintek. Az 1. kivételével minden időszak ezzel kezdődik alkálifém, és nemesgázzal fejezzük be.

Elektronikus konfiguráció:

alkálifém - ns 1,

nemesgáz - ns 2 p 6, kivéve a héliumot (He) - 1s 2.

Ahol n - az időszak száma.

Függőleges oszlopokat is látunk a táblázatban – ezek csoportok. Egyes táblázatokban 18 csoport látható, arab számokkal számozva. Ezt a táblázatformát hosszúnak nevezik, miután felfedezték a d-elemek, valamint az s- és p-elemek közötti különbségeket. De a hagyományos, Mengyelejev alkotta, az rövid forma, ahol az elemek 8 csoportba vannak csoportosítva, római számokkal számozva:

A jövőben az Ön számára már ismert és megszokott rövid táblázatot fogjuk használni.

Tehát milyen információt adnak nekünk a csoportszámok? A számból megtudjuk a kémiai kötéseket alkotó elektronok számát. Úgy hívják vegyérték. 8 csoport két alcsoportra oszlik: fő és másodlagos.

A fő az s- és p-alszintű elektronokat tartalmazza. Ezek az IA, IIA, IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA és VIIIA alcsoportok. Például az alumínium (Al), a III. csoport fő alcsoportjának egyik eleme, ... 3s 2 3p 1 vegyértékelektronokat tartalmaz.

Az oldalsó alcsoportokban elhelyezkedő elemek d alszintű elektronokat tartalmaznak. A mellékhatások az IB, IIB, IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB és VIIIB csoportba tartoznak. Például a mangán (Mn), a VII. csoport fő alcsoportjának egyik eleme, ...3d 5 4s 2 vegyértékelektronokkal rendelkezik.

A rövid táblázatban az s-elemek pirossal, a p-elemek sárgával, a d-elemek kékkel, az f-elemek pedig fehérrel vannak jelölve.

• Milyen egyéb információkat nyerhetünk ki a táblázatból? Látja, hogy minden elemhez sorszám tartozik. Szintén nem véletlen. Az elemszám alapján meg tudjuk ítélni az elektronok számát egy adott elem atomjában. Például a kalcium (Ca) száma 20, ami azt jelenti, hogy az atomjában 20 elektron van.

De nem szabad elfelejteni, hogy a vegyértékelektronok száma periodikusan változik. Ennek oka az elektronikus héjak időszakos változásai. Tehát egy alcsoport lefelé haladásakor az összes kémiai elem atomi sugara növekedni kezd. Mert az elektronikus rétegek száma növekszik. Ha egy sor mentén vízszintesen mozog, az atom sugara csökken. Miért történik ez? Ez annak a ténynek köszönhető, hogy ha egy atom elektronhéja megtelik, ami egyenként történik, a töltése megnő. Ez az elektronok kölcsönös vonzásának és az atommag körüli összenyomásának növekedéséhez vezet.

A táblázatból levonható másik következtetés, hogy minél nagyobb egy elem rendszáma, annál kisebb az atom sugara. Miért? Az a tény, hogy az elektronok teljes számának növekedésével az atom sugara csökken. Minél több elektron, annál nagyobb az atommaghoz való kötődésük energiája. Például a foszfor (P) atom magja sokkal erősebben tartja a külső szintjének elektronjait, mint a nátrium (Na) atommagja, amelynek a külső szintjén egy elektron van. És ha a foszfor és a nátrium atomok reagálnak, a foszfor elveszi ezt az elektront a nátriumtól, mivel a foszfor elektronegatívabb. Ezt a folyamatot elektronegativitásnak nevezik. Ne feledje, ha a táblázat elemeinek egy sora mentén jobbra mozog, az elektronegativitásuk nő, egy alcsoporton belül pedig csökken. Az elemek e tulajdonságáról a következő leckékben részletesebben fogunk beszélni.

Emlékezik:

1. Növekvő sorozatszámú időszakokban megfigyelhetjük:

• a magtöltés növekedése és az atomsugár csökkenése;
• a külső elektronok számának növekedése;
• fokozott ionizáció és elektronegativitás;
• a nemfémes oxidáló tulajdonságok növekedése és a fémes redukáló tulajdonságok csökkenése;
• a savasság növekedése és a hidroxidok és oxidok bázikusságának gyengülése.

2. Az A-csoportokban növekvő sorozatszámmal megfigyelhetjük:

• a magtöltés növekedése és az atomsugár növekedése;
• az ionizáció és az elektronegativitás csökkentése;
• a nemfémes oxidáló tulajdonságok csökkenése és a fémes redukáló tulajdonságok növekedése;
• a hidroxidok és oxidok bázikusságának növelése és savasságának gyengítése.

Emlékezzünk a kémiai terminológiára:

Ionizálás az atomok ionokká (pozitív töltésű kationokká vagy negatív töltésű anionokká) történő átalakulási folyamata egy kémiai reakció során.

Elektronegativitás az atom képessége Nak nek kémiai reakciók során egy másik atom elektronjának vonzása.

Oxidáció- az elektron átvitelének folyamata egy redukáló atomról (elektrondonor) egy oxidáló atomra (elektronakceptorra), és egy anyag atomjának oxidációs állapotát növelik.

Három oxidációs állapot létezik:

• egy elem nagy elektronegativitása esetén erősebben vonzza az elektronokat, és atomjai negatív oxidációs állapotot vesznek fel (például a fluornak mindig 1-es oxidációs állapota van);
• alacsony elektronegativitás esetén az elem feladja az elektronokat és pozitív oxidációs állapotot vesz fel (minden fém + fokozatú, például kálium +1, kalcium +2, alumínium +3);
• egyszerű anyagok atomjai, amelyek egy elemből állnak; a magas és szabad atomokkal rendelkező atomok nulla fokosak.

Az oxidációs szám az elem szimbóluma felett található:

(Z) periodikus jellegű. Egy időszakon belül növekedéssel Z van egy tendencia az atomok méretének csökkentésére. Például a második periódusban az atomi sugarak a következő értékekkel rendelkeznek:

r , nm	0,155	0,113	0,091	0,077	0,071	0,066	0,064

Ez azzal magyarázható, hogy az atommag töltésének növekedésével a külső rétegben lévő elektronok vonzása megnő az atommaghoz. Az alcsoportokban felülről lefelé az atomsugár növekszik, mert az elektronikus rétegek száma nő:

	r , nm		r , nm
	0,155		0,071
	0,189		0,130
	0,236		0,148
	0,248		0,161
	0,268		0,182

Az elektronok elvesztése egy atom effektív méretének csökkenéséhez, a felesleges elektronok hozzáadása pedig növekedéshez vezet. Ezért a pozitív ion (kation) sugara mindig kisebb, a negatív ioné (anioné) pedig mindig nagyobb, mint a megfelelő ioné. elektromosan semleges atom. Például:

	r , nm		r , nm
	0,236	Cl 0	0,099
	0,133	Cl -	0,181

Az ion sugara annál jobban különbözik az atom sugarától, minél nagyobb az ion töltése:

	Cr 0	Cr 2+	Cr 3+
r , nm	0,127	0,083	0,064

Egy alcsoporton belül az azonos töltésű ionok sugara a magtöltés növekedésével nő:

	r , nm		r , nm
Li+	0,068		0,133
Na+	0,098	Cl -	0,181
	0,133	Br -	0,196
Rb+	0,149		0,220

Ezt a mintát az elektronrétegek számának növekedése és a külső elektronok atommagtól való növekvő távolsága magyarázza.

b) Ionizációs energia és elektronaffinitás. A kémiai reakciókban az atommagok nem változnak, de az elektronhéj átrendeződik, és az atomok képesek pozitív és negatív töltésű ionokká alakulni. Ez a képesség egy atom ionizációs energiájával és elektronaffinitásával számszerűsíthető.

Ionizációs energia (ionizációs potenciál) én az az energiamennyiség, amely egy elektron eltávolításához szükséges egy gerjesztetlen atomból, hogy kationt képezzen:

X- e→ X+

Energia Az ionizációs sebességet kJ/mol-ban vagy in-ben mérik elektronvoltok 1 eV = 1,602. 10-19 J vagy 96,485 kJ/mol.(eV). A második elektron eltávolítása nehezebb, mint az első, mert a második elektron nem egy semleges atomról, hanem egy pozitív ionról válik le:

X+- e→ X 2+

Ezért a második ionizációs potenciál én 2 nagyobb, mint az első ( én 2 >én 1). Nyilvánvaló, hogy minden egyes következő elektron eltávolítása nagyobb energiafelhasználást igényel, mint az előző eltávolítása. Az elemek tulajdonságainak jellemzéséhez általában az első elektron eltávolítási energiáját veszik figyelembe.

Csoportokban az ionizációs potenciál az elem atomszámának növekedésével csökken:

én, eV	6,39	5,14	4,34	4,18	3,89

Ennek oka a vegyértékelektronok nagyobb távolsága az atommagtól, és ezért az elektronrétegek számának növekedésével könnyebb eltávolításuk. Az ionizációs potenciál nagysága az elem „fémességének” mértékeként szolgálhat: minél kisebb az ionizációs potenciál, annál könnyebben távolítható el egy elektron az atomról, annál hangsúlyosabbak a fémes tulajdonságok.

Balról jobbra haladva az atommag töltése növekszik, az atom sugara csökken. Ezért az ionizációs potenciál fokozatosan növekszik, és a fémes tulajdonságok gyengülnek:

én, eV	5,39	9,32	8,30	11,26	14,53	13,61	17,42	21,56

A növekvő tendencia megsértése én teljesen kitöltött külső energia-alszintű atomokra, vagy olyan atomokra, amelyeknek a külső energia-alszintje pontosan fele van kitöltve:

Ez a teljesen vagy pontosan félig elfoglalt alszintekkel rendelkező elektronikus konfigurációk fokozott energiastabilitását jelzi.

Az elektron atommaghoz való vonzódásának mértéke és ennek következtében az ionizációs potenciál számos tényezőtől függ, és elsősorban magtöltés A nukleáris töltés az sorozatszám elem a periódusos rendszerben., az elektron és az atommag távolságáról, a többi elektron átvilágítási hatásáról. Így minden atom esetében, kivéve az első periódus elemeit, az atommag külső réteg elektronjaira gyakorolt ​​hatását a belső rétegek elektronjai szűrik.

Az atommag elektronokat tartó tere is vonz egy szabad elektront, ha az véletlenül az atom közelében van. Igaz, ez az elektron taszítást tapasztal az atom elektronjaitól. Sok atom esetében egy további elektron vonzási energiája az atommaghoz meghaladja az elektronhéjaktól való taszításának energiáját. Ezek az atomok hozzáadhatnak egy elektront, hogy stabil egyszeres töltésű aniont képezzenek. Egy negatív egyszeres töltésű ion elektronabsztrakciójának energiája az X folyamatban - - e → X 0-t az atom elektronaffinitásának nevezzük ( A), kJ/mol-ban mérve ill eV. Ha két vagy több elektront adunk egy atomhoz, a taszítás érvényesül a vonzás felett – az atom két vagy több elektronhoz való affinitása mindig negatív. Ezért az egyatomos többtöltésű negatív ionok (O 2-, S 2-, N 3- stb.) nem létezhetnek szabad állapotban.

Az elektronaffinitás nem ismert minden atom esetében. A halogénatomok elektronaffinitása a legnagyobb.

B) Elektronegativitás. Ez az érték jellemzi egy molekulában lévő atom azon képességét, hogy vonzza a kötőelektronokat. Elektronegativitás nem tévesztendő össze az elektronaffinitással: az előbbi egy molekulán belüli atomra vonatkozik, míg az utóbbi egy izolált atomra. Abszolút elektronegativitás(kJ/mol vagy eV 1 elektronvolt = 1,602. 10-19 J vagy 96,485 kJ/mol.) egyenlő az ionizációs energia és az elektronaffinitás összegével: AEO = én+A. A gyakorlatban gyakran használják a relatív értéket elektronegativitás, egyenlő az ezen elem AEO-jának a lítium AEO-hoz viszonyított arányával (535 kJ/mol):

A.I. Khlebnikov, I.N. Arzhanova, O.A. Napilkova

A fő tulajdonságokat a fémek, azok oxidjai és hidroxidjai mutatják. A savas tulajdonságokat nemfémek, sóik, savak és anhidridjeik mutatják meg. Vannak olyan amfoter elemek is, amelyek savas és bázikus tulajdonságokat is mutathatnak. A cink, az alumínium és a króm az amfoter elemek néhány képviselője. Az alkáli és alkáliföldfém jellemző bázikus tulajdonság, míg a kén, a klór és a nitrogén savas.

Így amikor az oxidok vízzel reagálnak, a fő elem tulajdonságaitól függően vagy bázis, vagy hidroxid, vagy sav keletkezik.

Például:
SO3+H2O=H2SO4 - megnyilvánulás;
CaO+H2O=Ca(OH)2 - a bázikus tulajdonságok megnyilvánulása;

Mengyelejev periódusos rendszere, mint a sav-bázis tulajdonságok mutatója

A periódusos rendszer segíthet meghatározni az elemek sav-bázis tulajdonságait. Ha ránézünk a periódusos rendszerre, akkor olyan mintát láthatunk, hogy nem fémes ill savas tulajdonságok. Ennek megfelelően a fémek a bal szélhez közelebb helyezkednek el, az amfoter elemek középen, a nemfémek pedig a jobb oldalon. Ha megnézzük az elektronokat és az atommaghoz való vonzódásukat, észrevehetjük, hogy a bal oldalon az elemek gyenge nukleáris töltéssel rendelkeznek, az elektronok pedig az s-szintben vannak. Ennek eredményeként az ilyen elemek könnyebben adnak fel egy elektront, mint a jobb oldalon lévő elemek. A nemfémeknek meglehetősen magas nukleáris töltete van. Ez megnehezíti a szabad elektronok felszabadítását. Az ilyen elemek könnyebben kötnek magukhoz elektronokat, amelyek savas tulajdonságokat mutatnak.

Három elmélet a tulajdonságok meghatározására

Három megközelítés határozza meg az összefüggést: a Bronsted-Lowry protonelmélet, a Lewis-féle aprotikus elektronelmélet és az Arrhenius-elmélet.

A protonelmélet szerint azok a vegyületek, amelyek képesek protonjaik adományozására, savas tulajdonságokkal rendelkeznek. Az ilyen vegyületeket donoroknak nevezték. A fő tulajdonságok pedig a proton elfogadásának vagy hozzáadásának képességében nyilvánulnak meg.

Az aprotikus megközelítés azt jelenti, hogy a protonok elfogadása és adományozása nem szükséges a sav-bázis tulajdonságok meghatározásához. Ezen elmélet szerint a savas tulajdonságok abban nyilvánulnak meg, hogy képesek elfogadni egy elektronpárt, a bázikusak pedig éppen ellenkezőleg, feladják ezt a párt.

Az Arrhenius-elmélet a legrelevánsabb a sav-bázis tulajdonságok meghatározására. A vizsgálat bebizonyította, hogy a savas tulajdonságok disszociációkor jelennek meg vizes oldatok kémiai vegyület anionokra és hidrogénionokra osztva, a fő tulajdonságok pedig kationokra és hidroxidionokra.

Az erős bázis egy szervetlen kémiai vegyület, amelyet az -OH hidroxilcsoport és egy lúgos (I. csoport elemei) alkotnak. periódusos táblázat: Li, K, Na, RB, Cs) vagy alkáliföldfém (II. csoportba tartozó elemek Ba, Ca). LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) 2, Ba(OH) ₂ képletek formájában írva.

Szükséged lesz

• párologtató csésze
• égő
• mutatók
• fém cső
• N3PO4

Utasítás

Erős okok jelennek meg, amelyek mindenkire jellemzőek. Az oldatban való jelenlétet az indikátor színének változása határozza meg. Adjunk fenolftaleint a mintához a vizsgálati oldattal, vagy hagyjuk el a lakmuszpapírt. A metilnarancs sárga színt ad, a fenolftalein lilát, a lakmuszpapír pedig elfordul Kék szín. Minél erősebb az alap, annál intenzívebb az indikátor színe.

Ha meg kell találnia, hogy mely lúgokat mutatják be Önnek, akkor végezze el kvalitatív elemzés megoldásokat. A leggyakoribb erős bázisok a lítium, kálium, nátrium, bárium és kalcium. A bázisok reakcióba lépnek savakkal (semlegesítési reakciók) sót és vizet képezve. Ebben az esetben Ca(OH)2, Ba(OH)2 és LiOH különböztethető meg. Az ortofoszforsavval való kölcsönhatás során oldhatatlan csapadék képződik. A megmaradt hidroxidok nem termelnek csapadékot, mert Minden K- és Na-só oldható.
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
Szűrjük le és szárítsuk meg őket. Adja hozzá a szárított üledéket az égő lángjához. A láng színének változtatásával a lítium-, kalcium- és báriumionok minőségileg meghatározhatók. Ennek megfelelően meg fogja határozni, melyik hidroxid melyik. A lítium sók kárminvörösre színezik az égő lángját. A báriumsók zöldek, a kalciumsók bíbor színűek.

A fennmaradó lúgok oldható ortofoszfátokat képeznek.

3 NaOH + H3PO4--→ Na3PO4 + 3 H2O

3 KOH + H3PO4--→ K3PO4 + 3 H2O

A vizet száraz maradékig el kell párologtatni. Az elpárolgott sókat egy fémrúdra helyezzük egyenként az égő lángjába. Ahol a nátriumsó található, a láng élénksárgává válik, a kálium-ortofoszfát pedig rózsaszínes-lila színűvé válik. Így, mivel minimális felszereléssel és reagenssel rendelkezik, azonosította az összes fontos indokot.

a) Az elemek fémes és nemfémes tulajdonságaival kapcsolatos szabályszerűségek.

1. Egy időszak mentén haladva JOBBÁRÓL BALRA az elemek fémes tulajdonságai MEGNÖVEKEDETT. Ellenkező irányban a nem fémesek növekednek.

Egy perióduson belül balról jobbra a nukleáris töltés is növekszik. Következésképpen a vegyértékelektronok vonzása az atommaghoz növekszik, és felszabadulásuk nehezebbé válik.

2. Mozgáskor FELÜL LE a csoportok mentén A FÉM MEGERŐSÍTETT az elemek tulajdonságai. Ez annak köszönhető, hogy a csoportokban lejjebb vannak olyan elemek, amelyeknek már elég sok töltött elektronhéja van. Külső héjuk távolabb van a magtól.

b) Redox tulajdonságokkal kapcsolatos szabályszerűségek. Az elemek elektronegativitásának változása.

1. BALRÓL JOBBRA AZ OXIDÁLÁS NÖVEKEDIK tulajdonságait, és költözéskor FELÜL LE – HELYREÁLLÍTÓ az elemek tulajdonságai.

2. AZ ELEKTRONEGATIVITÁS NÖVEKEDIK Azonos BALRÓL JOBBRA, elérve a halogének maximumát.

3. Mozgáskor FELÜL LE csoportok szerint AZ ELEKTRONEGATIVITÁS CSÖKKEN. Ennek oka az elektronhéjak számának növekedése, amelyek közül az utolsón az elektronok egyre gyengébben vonzódnak az atommaghoz.

c) Az atomok méretével kapcsolatos szabályszerűségek.

1. Atomméretek (ATOM SUGÁR) mozgáskor BALRÓL JOBBRA az időszak mentén CSÖKKENT.

2. Mozgáskor TETTŐL LE ATOMSUGÁR elemeket NÖVEKVŐ, mert több elektronhéj töltődik meg.

3. kérdés

Az anyag szerkezete. A pályák hibridizációja. A kémiai kötések típusai. Ionizációs potenciál és elektronegativitás.

Az anyag szerkezete

Minden test egyedi részecskékből áll - molekulákból és atomokból. A molekulák az anyag legkisebb részecskéi. A molekulák atomokból állnak.

Alapvető információk az anyag összetételéről:

1) Minden test egyedi részecskékből (molekulákból és atomokból) áll, amelyek között terek vannak.

2) A molekulák folyamatosan és kaotikusan mozognak.

3) A molekulák kölcsönhatásba lépnek egymással (vonzzák és taszítják).

A molekulák tulajdonságai:

1) Ugyanazon anyag molekulái azonosak.

2) Melegítéskor a molekulák közötti hézagok nőnek, hűtéskor pedig csökkennek.

3) A hőmérséklet növekedésével a molekulák mozgási sebessége nő.

A szerkezet típusa szerint minden anyag fel van osztva molekulárisÉs nem molekuláris. Között szerves anyag a molekuláris anyagok dominálnak, a szervetlen anyagok között a nem molekuláris anyagok vannak túlsúlyban.

A kémiai kötés típusa alapján az anyagokat kovalens kötéssel rendelkező anyagokra osztják fel ionos kötések(ionos anyagok) és fémes kötésekkel rendelkező anyagok (fémek).

A kovalens kötéssel rendelkező anyagok lehetnek molekulárisak vagy nem molekulárisak. Ez jelentősen befolyásolja fizikai tulajdonságaikat.

Molekuláris anyagok molekulákból állnak, amelyeket gyengék kapcsolnak össze intermolekuláris kötések, ezek a következők: H 2, O 2, N 2, Cl 2, Br 2, S 8, P 4 és mások egyszerű anyagok; CO 2, SO 2, N 2 O 5, H 2 O, HCl, HF, NH 3, CH 4, C 2 H 5 OH, szerves polimerek és sok más anyag. Ezeknek az anyagoknak nincs nagy szilárdsága, igen alacsony hőmérsékletek olvadás és forr, ne végezze el elektromosság, néhányuk vízben vagy más oldószerben oldódik.

Nem molekuláris anyagok kovalens kötésekkel vagy atomi anyagokkal (gyémánt, grafit, Si, SiO 2, SiC és mások) nagyon erős kristályokat képeznek (a réteggrafit kivétel), vízben és más oldószerekben nem oldódnak, magas olvadáspontú és forráspontú, a legtöbb nem vezetnek elektromos áramot (kivéve a grafitot, amely elektromosan vezető, és a félvezetőket - szilíciumot, germániumot stb.)

Minden ionos anyag természetesen nem molekuláris. Ezek szilárd, tűzálló anyagok, amelyek oldatai és olvadékai elektromos áramot vezetnek. Sok közülük vízben oldódik.

Orbitális hibridizáció

Orbitális hibridizáció- ez egyes orbiták alakjának változása a kialakulás során kovalens kötés hatékonyabb pályaátfedés elérése érdekében.

sp 3 - Hibridizáció. Egy s-pálya és három p-pálya négy egyforma „hibrid” pályává alakul, amelyek tengelyei közötti szög 109°28". Azok a molekulák, amelyekben az sp 3 hibridizáció megtörténik, tetraéderes geometriájú (CH 4, NH 3).
sp 2 - Hibridizáció. Egy s-pálya és két p-pálya három egyforma „hibrid” pályává alakul, tengelyeik szöge 120°.
Azok a molekulák, amelyekben sp 2 hibridizáció megy végbe, lapos geometriájúak.
sp- Hibridizáció. Egy s-pálya és egy p-pálya két egyforma „hibrid” pályává alakul, a tengelyeik közötti szög 180°. Azok a molekulák, amelyekben sp-hibridizáció megy végbe, lineáris geometriával rendelkeznek.

A kémiai kötések típusai.

1) Ión(fém + nem fém)

2) Kovalens(nem fém + nem fém megosztott elektronpárok használatával)
Típusok: * poláris (különféle nemfémek)
* nem poláris (ugyanazok a nemfémek)
Típusai: * cseremechanizmussal kialakítva
* donor-akceptor mechanizmussal jön létre

Csere mechanizmus- az egyelektronos atompályák részt vesznek a kötések kialakításában, azaz. Minden atom egy elektront biztosít közös használatra:

Donor-akceptor mechanizmus(koordinációs link) - kémiai kötés két atom vagy atomcsoport között, az egyik atom (donor) magányos elektronpárja és egy másik atom (akceptor) szabad pályája miatt.

3) Fém(fématomok, fémionok és megosztott szabad elektronok között)

4) Hidrogén(egy molekula hidrogénje és egy másik elektronegatívabb elem (O, S, N, F) között és egy másik molekulával)

Atom ionizációs potenciál- minimális potenciálkülönbség U, amelyet egy elektronnak gyorsuló elektromos térben kell megtennie ahhoz, hogy egy atom ionizálásához elegendő kinetikus energiát nyerjen.

Elektronegativitás (EO)– az atomok relatív elektronvonzó képessége, amikor más atomokhoz kötődnek. Az elektronegativitás az atom azon képességét jellemzi, hogy polarizálja a kémiai kötéseket.