D.I. Mendelejevin jaksollinen laki, sen moderni muotoilu. Mitä eroa se on D.I. Mendelejevin esittämään? Selitä, mikä aiheutti tämän lain sanamuodon muutoksen? Mikä on fyysinen merkitys jaksollinen laki? Selitä syy ominaisuuksien säännöllisiin muutoksiin kemiallisia alkuaineita. Miten ymmärrät jaksollisuusilmiön?
D. I. Mendelejev muotoili jaksollisen lain seuraavassa muodossa (1871): "Yksinkertaisten kappaleiden ominaisuudet sekä alkuaineiden yhdisteiden muodot ja ominaisuudet ja siksi niiden muodostamien yksinkertaisten ja monimutkaisten kappaleiden ominaisuudet ovat määräajoin. riippuen niiden atomipainosta."
Tällä hetkellä D.I. Mendeleevin jaksollisella lailla on seuraava muotoilu: "kemiallisten alkuaineiden ominaisuudet sekä niiden muodostamien yksinkertaisten aineiden ja yhdisteiden muodot ja ominaisuudet riippuvat ajoittain niiden atomien ytimien varausten suuruudesta. ”
Periodisen lain erikoisuus muiden peruslakien joukossa on, että sillä ei ole ilmaisua matemaattisen yhtälön muodossa. Lain graafinen (taulukkomuotoinen) ilmaisu on Mendelejevin kehittämä elementtien jaksollinen taulukko.
Jaksollinen laki on universaali maailmankaikkeudelle: kuten kuuluisa venäläinen kemisti N.D. Zelinsky kuvainnollisesti totesi, jaksollinen laki oli "kaikkeuden kaikkien atomien keskinäisen yhteyden löytäminen".
IN nykyinen tila Elementtien jaksollinen taulukko koostuu 10 vaakasuuntaisesta rivistä (jaksosta) ja 8 pystysarakkeesta (ryhmästä). Kolme ensimmäistä riviä muodostavat kolme pientä jaksoa. Seuraavat jaksot sisältävät kaksi riviä. Lisäksi jaksot sisältävät kuudennesta alkaen lisäsarjat lantanideja (kuudes jakso) ja aktinideja (seitsemäs jakso).
Jakson aikana havaitaan metallisten ominaisuuksien heikkenemistä ja ei-metallisten ominaisuuksien lisääntymistä. Jakson viimeinen elementti on jalokaasu. Jokainen seuraava jakso alkaa alkalimetallilla, eli alkuaineiden atomimassan kasvaessa muutos kemialliset ominaisuudet on jaksollinen luonne.
Atomifysiikan ja kvanttikemian kehittyessä jaksollinen laki tiukentui teoreettinen perusta. J. Rydbergin (1897), A. Van den Broekin (1911), G. Moseleyn (1913) klassisten teosten ansiosta elementin sarjanumeron (atomi) fyysinen merkitys paljastettiin. Myöhemmin luotiin kvanttimekaaninen malli kemiallisten alkuaineiden atomien elektronirakenteen jaksoittaiselle muutokselle niiden ytimien varausten kasvaessa (N. Bohr, W. Pauli, E. Schrödinger, W. Heisenberg jne.).
Kemiallisten alkuaineiden jaksolliset ominaisuudet
Periaatteessa kemiallisen alkuaineen ominaisuudet yhdistävät poikkeuksetta kaikki sen ominaisuudet vapaiden atomien tai ionien tilassa, hydratoituneena tai solvatoituneena, yksinkertaisen aineen tilassa sekä sen lukuisten yhdisteiden muodot ja ominaisuudet. lomakkeita. Mutta yleensä kemiallisen alkuaineen ominaisuudet tarkoittavat ensinnäkin sen vapaiden atomien ominaisuuksia ja toiseksi yksinkertaisen aineen ominaisuuksia. Useimmat näistä ominaisuuksista osoittavat selkeää jaksoittaista riippuvuutta kemiallisten alkuaineiden atomiluvuista. Näistä ominaisuuksista tärkeimmät ja erityisen tärkeät alkuaineiden ja niiden muodostamien yhdisteiden kemiallisen käyttäytymisen selittämisessä tai ennustamisessa ovat:
Atomien ionisaatioenergia;
Atomien elektroniaffiniteettienergia;
elektronegatiivisuus;
Atomisteet (ja ioniset) säteet;
Yksinkertaisten aineiden sumutuksen energia
Hapetustilat;
Yksinkertaisten aineiden hapetuspotentiaalit.
Periodisen lain fysikaalinen merkitys on, että alkuaineiden ominaisuuksien jaksollinen muutos on täysin sopusoinnussa atomien samankaltaisten elektronirakenteiden kanssa, jotka uusiutuvat ajoittain yhä korkeammilla energiatasoilla. Fysikaaliset ja kemialliset ominaisuudet muuttuvat säännöllisin väliajoin luonnollisesti.
Periodisen lain fysikaalinen merkitys tuli selväksi atomin rakenneteorian luomisen jälkeen.
Periodisen lain fysikaalinen merkitys on siis se, että alkuaineiden ominaisuuksien jaksollinen muutos on täysin sopusoinnussa atomien samankaltaisten elektronirakenteiden kanssa, jotka uusiutuvat ajoittain yhä korkeammilla energiatasoilla. Alkuaineiden fysikaaliset ja kemialliset ominaisuudet muuttuvat säännöllisin väliajoin luonnollisesti.
Mikä on jaksollisen lain fyysinen merkitys.
Nämä johtopäätökset paljastavat D.I. Mendelejevin jaksollisen lain fyysisen merkityksen, joka pysyi epäselvänä puoli vuosisataa tämän lain löytämisen jälkeen.
Tästä seuraa, että D.I. Mendelejevin jaksollisen lain fyysinen merkitys koostuu samanlaisten elektronisten konfiguraatioiden säännöllisestä toistamisesta pääkvanttiluvun kasvaessa ja elementtien yhdistämisessä niiden elektronisen rakenteen läheisyyden mukaan.
Atomirakenteen teoria on osoittanut, että jaksollisen lain fyysinen merkitys on, että ydinvarausten peräkkäisen kasvun myötä atomien samanlaiset valenssielektronirakenteet toistuvat ajoittain.
Kaikesta edellä olevasta on selvää, että atomin rakenteen teoria paljasti D. I. Mendelejevin jaksollisen lain fyysisen merkityksen ja vielä selvemmin paljasti sen merkityksen perustana jatkokehitystä kemia, fysiikka ja monet muut tieteet.
Atomimassan korvaaminen ytimen varauksella oli ensimmäinen askel jaksollisen lain fysikaalisen merkityksen paljastamisessa. Lisäksi oli tärkeää selvittää jaksollisuuden esiintymisen syyt, ominaisuuksien riippuvuuden jaksollisen funktion luonne. ytimen varauksesta, selitä jaksojen arvot, harvinaisten maametallien määrä jne.
Analogisilla elementeillä havaitaan sama määrä elektroneja samannimisissä kuorissa klo erilaisia merkityksiä pääkvanttiluku. Siksi jaksollisen lain fyysinen merkitys piilee elementtien ominaisuuksien jaksoittaisessa muutoksessa, joka johtuu atomien ajoittain uusiutuvista samanlaisista elektronikuorista pääkvanttiluvun arvojen jatkuvalla kasvulla.
Analogisilla elementeillä sama määrä elektroneja havaitaan samannimisellä kiertoradalla pääkvanttiluvun eri arvoilla. Siksi jaksollisen lain fyysinen merkitys piilee elementtien ominaisuuksien jaksoittaisessa muutoksessa, joka johtuu atomien ajoittain uusiutuvista samanlaisista elektronikuorista pääkvanttiluvun arvojen jatkuvalla kasvulla.
Siten atomiytimien varausten johdonmukaisen kasvun myötä elektronikuorten konfiguraatio toistuu ajoittain ja tämän seurauksena alkuaineiden kemialliset ominaisuudet toistuvat ajoittain. Tämä on jaksollisen lain fyysinen merkitys.
D.I. Mendelejevin jaksollinen laki on modernin kemian perusta. Atomien rakenteen tutkiminen paljastaa jaksollisen lain fyysisen merkityksen ja selittää elementtien ominaisuuksien muutosmallit jaksoittain ja jaksollisen järjestelmän ryhmissä. Atomien rakenteen tuntemus on välttämätöntä muodostumisen syiden ymmärtämiseksi kemiallinen sidos. Molekyylien kemiallisen sidoksen luonne määrää aineiden ominaisuudet. Siksi tämä osa on yksi yleisen kemian tärkeimmistä osista.
luonnonhistoriallinen jaksollinen ekosysteemi
|
Tämän aiheen tutkimisen tuloksena opit:
Tämän aiheen opiskelun tuloksena opit:
Opintokysymykset: |
4.1. Jaksollinen laki D.I. Mendelejev
Jaksollinen laki on kemian tieteen suurin saavutus, kaiken modernin kemian perusta. Hänen löytönsä myötä kemia lakkasi olemasta kuvaava tieteellinen tieteellinen ennakointi.
Jaksollinen laki löydetty D. I. Mendelejev Vuonna 1869 Tiedemies muotoili tämän lain seuraavasti: "Yksinkertaisten kappaleiden ominaisuudet samoin kuin alkuaineiden yhdisteiden muodot ja ominaisuudet ovat ajoittain riippuvaisia alkuaineiden atomipainojen suuruudesta."
Aineen rakenteen tarkempi tutkimus osoitti, että alkuaineiden ominaisuuksien jaksollisuus ei määräydy atomimassan, vaan atomien elektronisen rakenteen perusteella.
Ydinvaraus on ominaisuus, joka määrää atomien elektronisen rakenteen ja siten alkuaineiden ominaisuudet. Siksi nykyaikaisessa muotoilussa jaksollinen laki kuulostaa tältä: yksinkertaisten aineiden ominaisuudet sekä alkuaineiden yhdisteiden muodot ja ominaisuudet ovat ajoittain riippuvaisia atomiluvusta (niiden atomien ytimen varausarvosta ).
Jaksollisen lain ilmaus on elementtien jaksollinen järjestelmä.
4.2. D. I. Mendelejevin jaksollinen järjestelmä
D.I. Mendelejevin alkuaineiden jaksollinen taulukko koostuu seitsemästä jaksosta, jotka ovat elementtien vaakasuoria jaksoja, jotka on järjestetty kasvavaan järjestykseen niiden atomiytimen varauksen mukaan. Jaksot 1, 2, 3, 4, 5, 6 sisältävät vastaavasti 2, 8, 8, 18, 18 ja 32 elementtiä. Seitsemäs jakso ei ole päättynyt. Kutsutaan jaksot 1, 2 ja 3 pieni, loput - iso.
Jokainen jakso (ensimmäistä lukuun ottamatta) alkaa alkalimetalliatomeilla (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) ja päättyy jalokaasuun (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), jota edeltää tyypillinen ei-metallinen. Vasemmalta oikealle jaksoina metalliset heikkenevät vähitellen ja ei-metalliset voimistuvat. metalliset ominaisuudet, koska atomiytimien positiivisen varauksen kasvaessa elektronien määrä ulkoisella tasolla kasvaa.
Ensimmäisellä jaksolla heliumin lisäksi on vain yksi alkuaine - vety. Se sijoitetaan ehdollisesti alaryhmään IA tai VIIA, koska se osoittaa yhtäläisyyksiä sekä alkalimetallien että halogeenien kanssa. Vedyn samankaltaisuus alkalimetallien kanssa ilmenee siinä, että vety, kuten alkalimetallit, on pelkistävä aine ja muodostaa yhden elektronin luovuttamalla kertavarauksen kationin. Vetyllä on enemmän yhteistä halogeenien kanssa: vety, kuten halogeenit, on ei-metalli, sen molekyyli on kaksiatominen, siinä voi esiintyä hapettavat ominaisuudet muodostaen suolan kaltaisia hydridejä aktiivisten metallien, esimerkiksi NaH:n, CaH2:n, kanssa.
Neljännessä jaksossa, Ca:n jälkeen, on 10 siirtymäelementtiä (kymmenkunta Sc - Zn), joita seuraavat 6 jakson loput pääelementtejä (Ga - Kg). Viides jakso on rakennettu samalla tavalla. Käsite siirtymäelementti käytetään yleensä viittaamaan mihin tahansa elementtiin, jossa on d- tai f-valenssielektroneja.
Kuudennessa ja seitsemännessä jaksossa elementtejä on kaksinkertaisesti lisätty. Ba-elementin taakse on lisätty d-elementtien vuosikymmen (La - Hg), ja ensimmäisen siirtymäelementin La jälkeen on 14 f-elementtiä - lantanidit(Se - Lu). Hg:n jälkeen on jäljellä 6 kuudennen jakson p-pääelementtiä (Tl - Rn).
Seitsemännellä (epätäydellisellä) jaksolla Ac:tä seuraa 14 f-elementtiä. aktinidit(Th - Lr). IN viime aikoina La ja Ac alettiin luokitella lantanideiksi ja aktinideiksi, vastaavasti. Lantanidit ja aktinidit on sijoitettu erikseen pöydän alareunaan.
Siten jokainen elementti jaksollisessa taulukossa on tiukasti määritellyssä asemassa, joka on merkitty järjestysluku, tai atomi- määrä.
Jaksotaulukossa kahdeksan ryhmää sijaitsevat pystysuunnassa (I - VIII), jotka puolestaan jaetaan alaryhmiin - tärkeimmät, tai alaryhmät A ja sivuvaikutuksia, tai alaryhmä B. Alaryhmä VIIIB on erityinen, se sisältää kolmikkoja elementtejä, jotka muodostavat rautaperheen (Fe, Co, Ni) ja platina metallit(Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).
Elementtien samankaltaisuus kunkin alaryhmän sisällä on jaksollisen taulukon havaittavin ja tärkein kuvio. Pääalaryhmissä ylhäältä alas metalliset ominaisuudet lisääntyvät ja ei-metalliset ominaisuudet heikkenevät. Tässä tapauksessa tietyn alaryhmän alimmassa hapetustilassa olevien alkuaineiden yhdisteiden stabiilius kasvaa. Toissijaisissa alaryhmissä päinvastoin ylhäältä alas metalliset ominaisuudet heikkenevät ja korkeimman hapetusasteen omaavien yhdisteiden stabiilisuus kasvaa.
4.3. Atomien jaksollinen järjestelmä ja elektroniset konfiguraatiot
Mistä lähtien kemiallisia reaktioita reagoivien atomien ytimet eivät muutu, silloin atomien kemialliset ominaisuudet riippuvat niiden elektronikuoren rakenteesta.
Atomien elektronikerrosten ja elektronikuorten täyttyminen tapahtuu Paulin periaatteen ja Hundin säännön mukaisesti.
Paulin periaate (Paulin poissulkeminen)
Atomissa kahdella elektronilla ei voi olla neljää identtistä kvanttilukua (kummassakin atomikiertorata elektroneja voi olla enintään kaksi).
Paulin periaate määrittää tietyn pääkvanttiluvun omaavien elektronien enimmäismäärän n(eli sijaitsee tällä elektronisella kerroksella): N n = 2n 2. Ensimmäisessä elektronikerroksessa (energiatasossa) voi olla enintään 2 elektronia, toisessa - 8, kolmannessa - 18 jne.
Esimerkiksi vetyatomissa on yksi elektroni, joka on ensimmäisellä energiatasolla 1s-tilassa. Tämän elektronin spin voidaan suunnata mielivaltaisesti (m s = +1/2 tai m s = -1/2). On vielä kerran korostettava, että ensimmäinen energiataso koostuu yhdestä alatasosta - 1s, toinen energiataso - kahdesta alatasosta - 2s ja 2p, kolmas - kolmesta alatasosta - 3s, 3p, 3d jne. Alataso puolestaan sisältää kiertoradat, joiden lukumäärän määrää sivukvanttiluku l ja yhtä suuri kuin (2 l + 1). Jokainen orbitaali on tavanomaisesti merkitty neliöllä, siinä oleva elektroni on merkitty nuolella, jonka suunta osoittaa tämän elektronin spinin suunnan. Tämä tarkoittaa, että elektronin tila vetyatomissa voidaan esittää muodossa 1s 1 tai kuvata kvanttisoluna, kuva 1. 4.1:
Riisi. 4.1. Symboli elektroni vetyatomissa 1s-kiertoradalla
Heliumatomin molemmille elektroneille n = 1, l = 0, m l= 0, m s = +1/2 ja -1/2. Siksi heliumin elektroninen kaava on 1s 2. Heliumin elektronikuori on täydellinen ja erittäin vakaa. Helium on jalokaasu.
Paulin periaatteen mukaan yhdellä kiertoradalla ei voi olla kahta elektronia, joilla on rinnakkaiset spinit. Litiumatomin kolmas elektroni sijaitsee 2s-radalla. Li:n elektroninen konfiguraatio on 1s 2 2s 1 ja berylliumin 1s 2 2s 2. Koska 2s-kiertorata on täytetty, booriatomin viides elektroni on 2p-radalla. klo n= 2-sivuinen (kiertoradan) kvanttiluku l ottaa arvot 0 ja 1. Milloin l = 0 (2s-tila) m l= 0 ja at l = 1 (2p – tila) m l voi olla yhtä suuri kuin +1; 0; –1. 2p-tila vastaa kolmea energiakennoa, kuva. 4.2.
Riisi. 4.2. Booriatomin elektronien järjestäytyminen kiertoradalla
Typpiatomille (elektroninen konfiguraatio 1s 2 2s 2 2p 3 kaksi elektronia ensimmäisellä tasolla, viisi toisella) ovat mahdollisia seuraavat kaksi elektronirakenteen vaihtoehtoa, kuva 1. 4.3:
Riisi. 4.3. Mahdolliset vaihtoehdot typpiatomin elektronien järjestely kiertoradalla
Ensimmäisessä kaaviossa, kuva 4.3a, kokonaispyöritys on 1/2 (+1/2 –1/2 +1/2), toisessa (kuva 4.3b) kokonaispyöritys on 3 /2 (+1/2 + 1/2 +1/2). Kierrosten sijainti määritetään Hundin sääntö jossa lukee: energiatasojen täyttyminen tapahtuu siten, että kokonaispyöritys on maksimi.
Siten , Kahdesta annetusta typpiatomin rakenteen kaaviosta ensimmäinen vastaa stabiilia tilaa (matalimmalla energialla), jossa kaikki p-elektronit vievät eri kiertoradat. Alatason orbitaalit täytetään seuraavasti: ensin yksi elektroni, jolla on samat spinit, ja sitten toinen elektroni, jolla on vastakkaiset spinit.
Alkaen natriumista, täytetään kolmas energiataso, jossa n = 3. Kolmannen jakson alkuaineiden atomien elektronien jakautuminen kiertoradalla on esitetty kuvassa. 4.4
Riisi. 4.4 Elektronien jakautuminen kiertoradalla kolmannen jakson alkuaineiden atomeille perustilassa
Atomissa jokainen elektroni on vapaalla kiertoradalla, jolla on alhaisin energia, joka vastaa sen vahvinta yhteyttä ytimeen. Vuonna 1961 V.M. Klechkovsky muotoili yleinen kanta, jonka mukaan elektronien kiertoradan energia kasvaa pää- ja toissijaisten kvanttilukujen summan kasvun järjestyksessä ( n + l), ja jos nämä summat ovat yhtä suuret, kiertoradalla, jonka pääkvanttiluvun n arvo on pienempi, on vähemmän energiaa.
Energiatasojen järjestys energian kasvun järjestyksessä on suunnilleen seuraava:
1s< 2s < 2p < 3s < 3р < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p.
Tarkastellaan elektronien jakautumista neljännen jakson alkuaineiden atomien kiertoradalla (kuva 4.5).
Riisi. 4.5. Elektronien jakautuminen perustilassa olevien neljännen jakson alkuaineiden atomien kiertoradalla
Kaliumin (elektroninen konfiguraatio 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1) ja kalsiumin (elektroninen konfiguraatio 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2) jälkeen sisempi 3d-kuori on täytetty elektroneilla Sc -siirtoelementeillä. Zn). On huomattava, että poikkeavuuksia on kaksi: Cr- ja Cu-atomien kohdalla 4 s-kuori ei sisällä kahta elektronia, vaan yhden, ts. tapahtuu niin sanottu ulomman 4s-elektronin "vika" edelliseen 3d-kuoreen. Kromiatomin elektroninen rakenne voidaan esittää seuraavasti (kuva 4.6).
Riisi. 4.6. Elektronien jakautuminen kromiatomin kiertoradalle
Täyttöjärjestyksen "rikkomisen" fyysinen syy liittyy elektroniradan erilaiseen tunkeutumiskykyyn ytimeen, elektronisten konfiguraatioiden d 5 ja d 10, f 7 ja f 14 erityiseen stabiilisuuteen, jotka vastaavat täyttöä. elektroniset kiertoradat, joissa on yksi tai kaksi elektronia, sekä sisäisten elektronisten varauskerrosten ytimien suojausvaikutus.
Mn-, Fe-, Co-, Ni-, Cu- ja Zn-atomien elektroniset konfiguraatiot kuvataan seuraavilla kaavoilla:
25 Mn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3p 5 4s 2,
26 Fe 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2,
27 Co 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 7 4s 2,
28 Ni 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 8 4s 2,
29 Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3p 10 4s 1,
30 Zn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 .
Sinkin jälkeen, alkaen 31. alkuaineesta - galliumista aina 36. alkuaineeseen - kryptoniin, neljännen kerroksen (4p - kuori) täyttö jatkuu. Näiden elementtien elektroniset kokoonpanot ovat seuraavat:
31 Ga 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3p 10 4s 2 4p 1,
32 Ge 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 p 10 4 s 2 4 p 2 ,
33 Kuten 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3p 10 4s 2 4p 3,
34 Se 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 p 10 4 s 2 4 p 4,
35 Br 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3p 10 4s 2 4p 5,
36 Kr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3p 10 4s 2 4p 6 .
On huomattava, että jos Paulin poissulkemista ei rikota, elektronit voivat virittyneissä tiloissa sijaita muilla atomiradoilla.
4.4 Kemiallisten alkuaineiden tyypit
Kaikki jaksollisen taulukon elementit on jaettu neljään tyyppiin:
1. Atomeissa s-elementtejä ulkokerroksen (n) s-kuoret täytetään. S-alkuaineita ovat vety, helium ja kunkin jakson kaksi ensimmäistä alkuainetta.
2. Atomeilla p-elementtejä elektronit täyttävät ulkotason (np) p-kuoret. P-elementit sisältävät kunkin jakson 6 viimeistä elementtiä (ensimmäistä lukuun ottamatta).
3. U d-elementtejä on täytetty elektroneilla d–toisen ulkotason (n–1) kuori d. Nämä ovat s- ja p-elementtien välissä sijaitsevia vuosikymmenien laajuisten jaksojen elementtejä.
4. U f-elementtejä kolmannen ulkotason (n–2) f alataso on täynnä elektroneja. F-alkuaineiden perheeseen kuuluvat lantanidit ja aktinidit.
Kun tarkastellaan virittymättömien atomien elektronista rakennetta elementin atominumerosta riippuen, seuraa:
Minkä tahansa alkuaineen atomin energiatasojen (elektronisten kerrosten) lukumäärä on yhtä suuri kuin sen ajanjakson lukumäärä, jossa elementti sijaitsee. Tämä tarkoittaa, että s-alkiot löytyvät kaikista jaksoista, p-alkiot toisesta ja sitä seuraavista jaksoista, d-elementit neljännestä ja sitä seuraavista jaksoista ja f-elementit kuudennessa ja seitsemännessä jaksossa.
Jakson numero on sama kuin atomin ulkoisten elektronien pääkvanttiluku.
s- ja p-alkuaineet muodostavat pääalaryhmiä, d-alkuaineet muodostavat toissijaisia alaryhmiä, f-alkuaineet muodostavat lantanidien ja aktinidien perheet. Siten alaryhmään kuuluvat elementit, joiden atomeilla on tavallisesti samanlainen rakenne paitsi uloimmalla, myös esiulkokerroksella (lukuun ottamatta elementtejä, joissa elektronissa on "vika").
Ryhmänumero ilmaisee yleensä niiden elektronien lukumäärän, jotka voivat osallistua kemiallisten sidosten muodostukseen. Tämä on ryhmänumeron fyysinen merkitys. Sivualaryhmien elementeillä on valenssielektroneja paitsi ulkokuorissaan myös toiseksi viimeisissä kuorissaan. Tämä on tärkein ero pää- ja toissijaisten alaryhmien elementtien ominaisuuksissa.
Elementtejä, joissa on valenssi d- tai f-elektroneja, kutsutaan siirtymäelementeiksi.
Ryhmänumero on pääsääntöisesti yhtä suuri kuin niiden alkuaineiden suurin positiivinen hapetusaste, joita niillä on yhdisteissä. Poikkeuksena on fluori - sen hapetusaste on –1; elementeistä VIII ryhmä vain Os, Ru ja Xe hapetusaste +8 tunnetaan.
4.5. Alkuaineiden atomien ominaisuuksien jaksollisuus
Sellaiset atomien ominaisuudet, kuten niiden säde, ionisaatioenergia, elektroniaffiniteetti, elektronegatiivisuus ja hapetustila, liittyvät atomin elektroniseen rakenteeseen.
On metalliatomien säteet ja ei-metalliatomien kovalenttiset säteet. Metalliatomien säteet lasketaan atomien välisten etäisyyksien perusteella, jotka tunnetaan useimmille metalleille kokeellisten tietojen perusteella. Tässä tapauksessa metalliatomin säde on yhtä suuri kuin puolet kahden vierekkäisen atomin keskipisteiden välisestä etäisyydestä. Yksinkertaisten aineiden molekyyleissä ja kiteissä olevien epämetallien kovalenttiset säteet lasketaan samalla tavalla. Mitä suurempi atomin säde on, sitä helpompi ulkoisten elektronien on irtautua ytimestä (ja päinvastoin). Toisin kuin atomisäteet, ionisäteet ovat mielivaltaisia arvoja.
Vasemmalta oikealle jaksoittain metallien atomisäteiden arvo pienenee ja ei-metallien atomisäteet muuttuvat monimutkaisesti, koska se riippuu kemiallisen sidoksen luonteesta. Toisella jaksolla esimerkiksi atomien säteet ensin pienenevät ja sitten kasvavat, varsinkin jyrkästi siirryttäessä jalokaasuatomiin.
Pääalaryhmissä atomien säteet kasvavat ylhäältä alas, kun elektronikerrosten lukumäärä kasvaa.
Kationin säde on pienempi kuin sitä vastaavan atomin säde, ja kun kationin positiivinen varaus kasvaa, sen säde pienenee. Päinvastoin, anionin säde on aina suurempi kuin sen vastaavan atomin säde. Hiukkasia (atomeja ja ioneja), joissa on sama määrä elektroneja, kutsutaan isoelektronisiksi. Isoelektronisten ionien sarjassa säde pienenee, kun ionin negatiivinen säde pienenee ja positiivinen säde kasvaa. Tällaista laskua esiintyy esimerkiksi sarjoissa: O 2–, F–, Na +, Mg 2+, Al 3+.
Ionisaatioenergia– energia, joka tarvitaan elektronin poistamiseen perustilassa olevasta atomista. Se ilmaistaan yleensä elektronivolteina (1 eV = 96,485 kJ/mol). Jossain vaiheessa vasemmalta oikealle ionisaatioenergia kasvaa ydinvarauksen kasvaessa. Pääalaryhmissä ylhäältä alas se pienenee, koska elektronin etäisyys ytimeen kasvaa ja sisäisten elektronikerrosten suojausvaikutus kasvaa.
Taulukossa 4.1 on esitetty joidenkin atomien ionisaatioenergiat (ensimmäisen, toisen jne. elektronin poistoenergiat).
Toisella jaksolla Li:stä Ne:ksi siirtymisen aikana ensimmäisen elektronin poistumisenergia kasvaa (katso taulukko 4.1). Kuitenkin, kuten taulukosta voidaan nähdä, ionisaatioenergia kasvaa epätasaisesti: boorilla ja hapella, jotka seuraavat vastaavasti berylliumia ja typpeä, havaitaan lievä lasku, mikä johtuu atomien elektronisen rakenteen erityispiirteistä.
Berylliumin ulompi s-kuori on täysin täytetty, joten sen vieressä oleva elektroni, boori, tulee p-orbitaalille. Tämä p-elektroni on vähemmän tiukasti sidottu ytimeen kuin s-elektroni, joten p-elektronien poistaminen vaatii vähemmän energiaa.
Taulukko 4.1.
Ionisaatioenergiat minä joidenkin alkuaineiden atomeja
Jokaisella typpiatomin p-orbitaalilla on yksi elektroni. Happiatomissa elektroni tulee p-orbitaalille, joka on jo yhden elektronin miehittämä. Kaksi elektronia samalla kiertoradalla hylkivät voimakkaasti, joten elektroni on helpompi poistaa happiatomista kuin typpiatomista.
Alkalimetalleilla on alhaisin ionisaatioenergia, joten niillä on voimakkaat metalliset ominaisuudet.
Elektronien affiniteetti– energia, joka vapautuu, kun elektroni kiinnittyy neutraaliin atomiin. Elektronien affiniteetti, kuten ionisaatioenergia, ilmaistaan yleensä elektronivolteina. Suurin elektroniaffiniteetti on halogeeneille ja alhaisin alkalimetalleille. Taulukossa 4.2 on esitetty joidenkin alkuaineiden atomien elektroniaffiniteetit.
Taulukko 4.2.
Joidenkin alkuaineiden atomien elektroniaffiniteetit
Elektronegatiivisuus- molekyylissä tai ionissa olevan atomin kyky vetää puoleensa valenssielektroneja muista atomeista. Elektronegatiivisuus (EO) kvantitatiivisena mittana on likimääräinen arvo. Noin 20 elektronegatiivisuusasteikkoa on ehdotettu, joista tunnetuin on L. Paulingin kehittämä asteikko. Kuvassa 4.7 näyttää EO:n arvot Paulingin mukaan.
Riisi. 4.7. Alkuaineiden elektronegatiivisuus (Paulingin mukaan)
Fluori on kaikista Paulingin asteikon alkuaineista elektronegatiivisin. Sen EO:ksi otetaan 4. Vähiten elektronegatiivinen on cesium. Vety on väliasemassa, koska vuorovaikutuksessa joidenkin alkuaineiden kanssa se luovuttaa elektronin ja vuorovaikutuksessa muiden kanssa se saa.
4.6. Yhdisteiden happo-emäsominaisuudet; Kosselin piiri
Alkuaineyhdisteiden happo-emäsominaisuuksien muutosten luonteen selittämiseksi Kossel (Saksa) ehdotti yksinkertainen kaavio, joka perustuu oletukseen, että molekyyleissä on puhtaasti ioninen sidos ja ionien välillä tapahtuu Coulombin vuorovaikutus. Kossel-kaavio kuvaa sisältävien yhdisteiden happo-emäsominaisuudet E-N liitännät ja E-O-N riippuen ytimen varauksesta ja ne muodostavan alkuaineen säteestä.
Kossel-diagrammi kahdelle metallihydroksidille, kuten LiOH ja KOH, on esitetty kuvassa. 4.8.
Riisi. 4.8. Kossel-kaavio LiOH:lle ja KOH:lle
Kuten esitetystä kaaviosta voidaan nähdä, Li + -ionin säde on pienempi kuin K + -ionin säde ja OH - -ryhmä on sitoutunut tiukemmin litiumkationiin kuin kaliumkationiin. Tämän seurauksena KOH on helpompi dissosioitua liuoksessa ja kaliumhydroksidin perusominaisuudet korostuvat.
Samalla tavalla voit analysoida Kossel-kaaviota kahdelle emäkselle CuOH ja Cu(OH) 2. Koska Cu 2+ -ionin säde on pienempi ja varaus suurempi kuin Cu + -ionin, Cu 2+ -ioni pitää OH-ryhmän tiukemmin kiinni. Tämän seurauksena emäs Cu(OH)2 on heikompi kuin CuOH.
Siten, emästen vahvuus kasvaa, kun kationin säde kasvaa ja sen positiivinen varaus pienenee.
Pääalaryhmissä ylhäältä alas emästen lujuus kasvaa elementti-ionien säteiden kasvaessa tähän suuntaan. Vasemmalta oikealle jaksoina elementti-ionien säteet pienenevät ja niiden positiivinen varaus kasvaa, joten emästen lujuus pienenee tähän suuntaan.
Kossel-diagrammi kahdelle hapettomalle hapolle, esimerkiksi HCl:lle ja HI:lle, on esitetty kuvassa. 4.9
Riisi. 4.9. Kossel-kaavio HCl:lle ja HI:lle
Koska kloridi-ionin säde on pienempi kuin jodidi-ionin, H+-ioni sitoutuu vahvemmin kloorivetyhappomolekyylin anioniin, joka on heikompi kuin jodidihappo. Siten, hapettomien happojen vahvuus kasvaa negatiivisen ionisäteen kasvaessa.
Happipitoisten happojen vahvuus muuttuu päinvastoin. Se kasvaa, kun ionin säde pienenee ja sen positiivinen varaus kasvaa. Kuvassa Kuvassa 4.10 on Kossel-diagrammi kahdelle hapolle HClO ja HClO 4.
Riisi. 4.10. Kossel-kaavio HClO:lle ja HClO 4:lle
C1 7+ -ioni on sitoutunut lujasti happi-ioniin, joten protoni hajoaa helpommin HC1O 4 -molekyylissä. Samanaikaisesti C1+-ionin ja O2-ionin välinen sidos on heikompi, ja HC1O-molekyylissä protoni pysyy vahvemmin O2-anionin toimesta. Tämän seurauksena HClO 4:a on enemmän vahvaa happoa kuin HClO.
Kosselin kaavion etuna on se, että sen avulla voidaan yksinkertaista mallia käyttäen selittää samanlaisten aineiden yhdisteiden happo-emäsominaisuuksien muutosten luonne. Tämä järjestelmä on kuitenkin puhtaasti laadullinen. Sen avulla voit vain verrata yhdisteiden ominaisuuksia, eikä se ole mahdollista määrittää mielivaltaisesti valitun yksittäisen yhdisteen happo-emäsominaisuuksia. Tämän mallin haittapuoli on, että se perustuu vain sähköstaattisiin käsitteisiin, kun taas luonnossa ei ole puhdasta (sataprosenttista) ionisidosta.
4.7. Alkuaineiden ja niiden yhdisteiden redox-ominaisuudet
Yksinkertaisten aineiden redox-ominaisuuksien muutos voidaan helposti todeta ottamalla huomioon vastaavien alkuaineiden elektronegatiivisuuden muutoksen luonne. Pääalaryhmissä ylhäältä alas elektronegatiivisuus laskee, mikä johtaa oksidatiivisten ominaisuuksien heikkenemiseen ja pelkistysominaisuuksien lisääntymiseen tähän suuntaan. Ajanjaksoina vasemmalta oikealle elektronegatiivisuus kasvaa. Tämän seurauksena tähän suuntaan yksinkertaisten aineiden pelkistävät ominaisuudet heikkenevät ja hapettavat ominaisuudet lisääntyvät. Näin ollen vahvat pelkistimet sijaitsevat alkuaineiden jaksollisen taulukon vasemmassa alakulmassa (kalium, rubidium, cesium, barium), kun taas vahvat hapettimet sijaitsevat sen oikeassa yläkulmassa (happi, fluori, kloori).
Alkuaineiden yhdisteiden redox-ominaisuudet riippuvat niiden luonteesta, alkuaineiden hapetusasteesta, alkuaineiden sijainnista jaksollisessa taulukossa ja useista muista tekijöistä.
Pääalaryhmissä ylhäältä alas happea sisältävien happojen hapettavat ominaisuudet, joissa keskuselementin atomeilla on sama hapetusaste, heikkenevät. Voimakkaita hapettimia ovat typpi- ja väkevät rikkihapot. Mitä suurempi yhdisteen alkuaineen positiivinen hapetusaste on, sitä selvempiä ovat sen hapettavat ominaisuudet. Kaliumpermanganaatilla ja kaliumdikromaatilla on voimakkaita hapettavia ominaisuuksia.
Pääalaryhmissä yksinkertaisten anionien pelkistävät ominaisuudet kasvavat ylhäältä alas. Vahvoja pelkistäviä aineita ovat HI, H2S, jodidit ja sulfidit.
Kemiallisten alkuaineiden jaksollinen laki on luonnon peruslaki, joka määrittää kemiallisten alkuaineiden ominaisuuksien muutosten jaksollisuuden niiden atomien ytimien varausten kasvaessa. Lain löytämispäivämääräksi katsotaan 1. maaliskuuta (17. helmikuuta, vanhaan tyyliin) 1869, jolloin D. I. Mendelejev sai päätökseen "Elementtien järjestelmän kokemuksen niiden atomipainon ja kemiallisen samankaltaisuuden perusteella" kehittämisen. Tiedemies käytti ensimmäisen kerran termiä "jaksollinen laki" ("jakson laki") vuoden 1870 lopulla. Mendelejevin mukaan "kolmen tyyppinen tieto" vaikutti jaksollisen lain löytämiseen. Ensinnäkin saatavuus on riittävä suuri määrä tunnettuja elementtejä(63); toiseksi useimpien ominaisuuksien tyydyttävä tuntemus; kolmanneksi se, että monien alkuaineiden atomipainot määritettiin hyvällä tarkkuudella, minkä ansiosta kemialliset alkuaineet pystyttiin järjestämään luonnolliseen sarjaan niiden atomipainojen kasvun mukaan. Mendelejev piti lain löytämisen ratkaisevana edellytyksenä kaikkien alkuaineiden vertailua niiden atomipainojen mukaan (aiemmin verrattiin vain kemiallisesti samanlaisia alkuaineita).
Mendelejevin heinäkuussa 1871 antama klassinen jaksollisen lain muotoilu totesi: "Alkuaineiden ominaisuudet ja siten niiden muodostamien yksinkertaisten ja monimutkaisten kappaleiden ominaisuudet riippuvat ajoittain niiden atomipainosta." Tämä muotoilu pysyi voimassa yli 40 vuotta, mutta määräaikaislaki jäi vain tosiseikkoihin, eikä sillä ollut fyysistä perustaa. Se tuli mahdolliseksi vasta 1910-luvun puolivälissä, kun atomin ydinplanetaarimalli kehitettiin (katso Atom) ja todettiin, että elementin sarjanumero jaksollisessa taulukossa on numeerisesti yhtä suuri kuin sen ytimen varaus. atomi. Tämän seurauksena jaksollisen lain fysikaalinen muotoilu tuli mahdolliseksi: "Elementtien ominaisuudet ja yksinkertainen ja monimutkaiset aineet ovat ajoittain riippuvaisia atomiensa ydinvarauksista (Z). Sitä käytetään laajalti vielä nykyäänkin. Periodisen lain olemus voidaan ilmaista toisin sanoin: "Atomien ulkoisten elektronikuorten konfiguraatiot toistuvat määräajoin Z:n kasvaessa"; Tämä on eräänlainen "elektroninen" lain muotoilu.
Periodisen lain olennainen piirre on, että toisin kuin eräät muut luonnon peruslait (esim. universaalin gravitaatiolaki tai massan ja energian vastaavuuslaki), sillä ei ole kvantitatiivista ilmaisua, eli se ei voi kirjoitetaan minkä tahansa tai matemaattisen kaavan tai yhtälön muodossa. Samaan aikaan Mendelejev itse ja muut tiedemiehet yrittivät etsiä lain matemaattista ilmaisua. Kaavojen ja yhtälöiden muodossa voidaan kvantitatiivisesti ilmaista erilaisia malleja atomien elektronisten konfiguraatioiden rakentamiseksi pää- ja kiertoradan kvanttilukujen arvoista riippuen. Mitä tulee jaksolliseen lakiin, sillä on selkeä graafinen heijastus kemiallisten alkuaineiden jaksollisen järjestelmän muodossa, jota edustaa pääasiassa erilaisia tyyppejä taulukot (katso liite).
Jaksollinen laki on universaali koko maailmankaikkeuden laki, joka ilmenee kaikkialla, missä on atomityyppisiä aineellisia rakenteita. Kuitenkin, se ei ole vain atomien konfiguraatiot, jotka muuttuvat ajoittain Z:n kasvaessa. Kävi ilmi, että myös atomiytimien rakenne ja ominaisuudet muuttuvat ajoittain, vaikka jaksollisen muutoksen luonne on tässä paljon monimutkaisempi kuin atomien tapauksessa: ytimissä tapahtuu säännöllistä protoni- ja neutronikuorten muodostumista. Ytimet, joissa nämä kuoret on täytetty (ne sisältävät 2, 8, 20, 50, 82, 126 protonia tai neutronia), kutsutaan "magisiksi" ja niitä pidetään eräänlaisina atomiytimien jaksollisen järjestelmän jaksojen rajoilla.
DI. Mendelejev muotoili jaksollisen lain vuonna 1869, joka perustui yhteen tärkeimmät ominaisuudet atomi - atomimassa. Jaksottaisen lain myöhempi kehitys, nimittäin suuren kokeellisen tiedon hankkiminen, muutti jonkin verran lain alkuperäistä muotoilua, mutta nämä muutokset eivät ole ristiriidassa D.I.:n esittämän päätarkoituksen kanssa. Mendelejev. Nämä muutokset antoivat vain lain ja jaksollisen järjestelmän tieteellisen pätevyyden ja vahvistuksen oikeellisuudesta.
Jaksottaisen lain nykyaikainen muotoilu D.I. Mendeleev on seuraava: kemiallisten alkuaineiden ominaisuudet sekä alkuaineiden yhdisteiden ominaisuudet ja muodot riippuvat ajoittain niiden atomien ytimien varauksen suuruudesta.
Kemiallisten elementtien jaksollisen järjestelmän rakenne D.I. Mendelejev
Nykyisen mielipiteen mukaan se tiedetään suuri määrä jaksollisen järjestelmän tulkintoja, mutta suosituin on lyhyt (pieni) ja pitkä (iso) jakso. Vaakasuuntaisia rivejä kutsutaan jaksoiksi (ne sisältävät elementtejä, joilla on saman energiatason peräkkäinen täyttö), ja pystysarakkeita kutsutaan ryhmiksi (ne sisältävät elementtejä, joilla on sama määrä valenssielektroneja - kemiallisia analogeja). Lisäksi kaikki elementit voidaan jakaa lohkoihin ulkoisen (valenssi)radan tyypin mukaan: s-, p-, d-, f-elementit.
Järjestelmässä on yhteensä 7 jaksoa (taulukko) ja jaksonumero (ilmoitettu Arabialainen numero) on yhtä suuri kuin elementin atomin elektronikerrosten lukumäärä, ulkoisen (valenssi)energiatason luku ja korkeimman energiatason pääkvanttiluvun arvo. Jokainen jakso (lukuun ottamatta ensimmäistä) alkaa s-alkuaineella - aktiivisella alkalimetallilla ja päättyy inerttiin kaasuun, jota edeltää p-elementti - aktiivinen ei-metalli (halogeeni). Jos siirryt ajanjakson läpi vasemmalta oikealle, niin pienten jaksojen kemiallisten alkuaineiden atomien ytimien varauksen kasvaessa elektronien lukumäärä ulkoisella energiatasolla kasvaa, minkä seurauksena alkuaineet muuttuvat - tyypillisestä metallisista (koska jakson alussa on aktiivinen alkalimetalli), amfoteeriseen (alkuaine omaa sekä metallien että ei-metallien ominaisuuksia) ei-metallisiksi (aktiivinen epämetalli on halogeeni jakson lopussa), ts. metalliset ominaisuudet heikkenevät vähitellen ja ei-metalliset ominaisuudet lisääntyvät.
Suurilla jaksoilla, kun ytimien varaus kasvaa, elektronien täyttyminen on vaikeampaa, mikä selittää monimutkaisempaa elementtien ominaisuuksien muutosta verrattuna pienten jaksojen alkuaineisiin. Siten pitkien ajanjaksojen parillisissa riveissä, kun ytimen varaus kasvaa, elektronien lukumäärä ulkoisessa energiatasossa pysyy vakiona ja on yhtä suuri kuin 2 tai 1. Näin ollen, kun taas taso ulomman vieressä (toinen ulkopuolelta) on täynnä elektroneja, parillisten rivien alkuaineiden ominaisuudet muuttuvat hitaasti. Kun siirrytään parittomiin sarjoihin, ydinvarauksen kasvaessa elektronien määrä ulkoisella energiatasolla kasvaa (1:stä 8:aan), elementtien ominaisuudet muuttuvat samalla tavalla kuin pienillä jaksoilla.
Pystysuorat sarakkeet jaksollisessa taulukossa ovat elementtiryhmiä, joilla on samanlaiset elektroniset rakenteet ja jotka ovat kemiallisia analogeja. Ryhmät on merkitty roomalaisilla numeroilla I-VIII. On olemassa pää- (A) ja toissijaisia (B) alaryhmiä, joista ensimmäinen sisältää s- ja p-alkiot, toinen - d-alkiot.
Alaryhmän luku A osoittaa ulkoisen energiatason elektronien lukumäärän (valenssielektronien lukumäärä). B-alaryhmän elementeillä ei ole suoraa yhteyttä ryhmän numeron ja ulkoisen energiatason elektronien lukumäärän välillä. A-alaryhmissä alkuaineiden metalliset ominaisuudet kasvavat ja ei-metalliset ominaisuudet vähenevät elementin atomin ytimen varauksen kasvaessa.
Alkuaineiden sijainnin jaksollisessa taulukossa ja niiden atomien rakenteen välillä on suhde:
- kaikkien saman ajanjakson alkuaineiden atomeilla on yhtä monta energiatasoa, osittain tai kokonaan täytetty elektroneilla;
- A-alaryhmien kaikkien alkuaineiden atomeilla on sama määrä elektroneja ulkoisella energiatasolla.
Alkuaineiden jaksolliset ominaisuudet
Atomien fysikaalis-kemiallisten ja kemiallisten ominaisuuksien samankaltaisuus johtuu niiden elektronisten konfiguraatioiden samankaltaisuudesta, ja päärooli toistaa elektronien jakautumisen atomiradalla. Tämä ilmenee atomiytimen varauksen kasvaessa jaksoittaisena ominaisuuksiltaan samankaltaisten alkuaineiden ilmestymisenä.
Tällaisia ominaisuuksia kutsutaan jaksollisiksi, joista tärkeimpiä ovat: 1. Elektronien lukumäärä ulkoisessa elektronikuoressa ( – väestöstä w väestöstä). Lyhyinä aikoina ydinvarauksen kasvaessa väestöstä ulompi elektronikuori kasvaa monotonisesti 1:stä 2:een (1. jakso), 1:stä 8:aan (2. ja 3. jakso). Suurina ajanjaksoina ensimmäisten 12 elementin aikana
2. ei ylitä 2 ja sen jälkeen enintään 8. Atomi- ja ionisäteet
(r), määritelty atomin tai ionin keskimääräisiksi säteiksi, jotka on saatu kokeellisista tiedoista atomien välisistä etäisyyksistä eri yhdisteissä. Jaksoittain atomin säde pienenee (asteittain lisääviä elektroneja kuvaavat kiertoradat, joilla on lähes yhtäläiset ominaisuudet; ryhmäkohtaisesti atomin säde kasvaa elektronikerrosten määrän kasvaessa (kuva 1).
Riisi. 1. Atomisäteen jaksollinen muutos
3. Ionisaatioenergia Samat kuviot havaitaan ionisäteellä. On huomattava, että kationin ionisäde (positiivisesti varautunut ioni) on suurempi kuin atomisäde, joka puolestaan on suurempi kuin anionin ionisäde (negatiivisesti varautunut ioni).
(E ja) on energiamäärä, joka tarvitaan elektronin poistamiseen atomista, ts. energia, joka tarvitaan neutraalin atomin muuttamiseen positiivisesti varautuneeksi ioniksi (kationiksi).
E 0 - → E + + E ja< Е и 2 < Е и 3 <….Энергии ионизации отражают дискретность структуры электронных слоев и оболочек атомов химических элементов.
4. Elektronien affiniteetti E ja mitataan elektronvoltteina (eV) atomia kohti. Jaksollisen järjestelmän ryhmässä atomien ionisaatioenergian arvot pienenevät alkuaineiden atomiytimien varausten kasvaessa. Kaikki elektronit voidaan poistaa peräkkäin kemiallisten alkuaineiden atomeista ilmoittamalla erilliset arvot E ja.
Lisäksi E ja 1
(E e) – energian määrä, joka vapautuu, kun atomiin lisätään ylimääräinen elektroni, ts.
5. prosessienergiaa(VA) – atomin kyky antaa elektroni toiselle atomille. Määrällinen mitta – E ja. Jos E kasvaa, BA pienenee ja päinvastoin.
6. Oksidatiivinen aktiivisuus(OA) – atomin kyky kiinnittää elektroni toisesta atomista. Kvantitatiivinen mitta E e Jos E e kasvaa, niin myös OA kasvaa ja päinvastoin.
7. Suojaava vaikutus– vähentää ytimen positiivisen varauksen vaikutusta tiettyyn elektroniin, koska sen ja ytimen välillä on muita elektroneja. Suojaus lisääntyy atomin elektronikerrosten lukumäärän myötä ja vähentää ulkoisten elektronien vetovoimaa ytimeen. Suojauksen vastakohta tunkeutumisvaikutus, johtuen siitä, että elektroni voi sijaita missä tahansa atomiavaruuden kohdassa. Läpäisyvaikutus lisää elektronin ja ytimen välisen sidoksen vahvuutta.
8. Hapetusaste (hapetusluku)– yhdisteessä olevan alkuaineen atomin kuvitteellinen varaus, joka määräytyy aineen ionirakenteen oletuksen perusteella. Jaksollisen järjestelmän ryhmänumero osoittaa korkeimman positiivisen hapetusasteen, joka tietyn ryhmän alkuaineilla voi olla yhdisteissään. Poikkeuksia ovat kuparin alaryhmän metallit, happi, fluori, bromi, rautaryhmän metallit ja muut ryhmän VIII alkuaineet. Kun ydinvaraus kasvaa jakson aikana, maksimipositiivinen hapetusaste kasvaa.
9. Elektronegatiivisuus, korkeampien vety- ja happiyhdisteiden koostumukset, termodynaamiset, elektrolyyttiset ominaisuudet jne.
Esimerkkejä ongelmanratkaisusta
ESIMERKKI 1
| Käyttää | Kuvaile alkuainetta (Z=23) ja sen yhdisteiden (oksidit ja hydroksidit) ominaisuuksia käyttämällä elektronista kaavaa: perhe, jakso, ryhmä, valenssielektronien lukumäärä, elektronigraafinen kaava valenssielektroneille perus- ja viritetyissä oloissa, päähapetus tilat (maksimi ja minimi), oksidien ja hydroksidien kaavat. |
| Ratkaisu | 23 V 1s 2 2s 2 2p 6 3s 3 3p 6 3p 3 4s 2 d-elementti, metalli, on ;-jaksolla, V-ryhmässä, alaryhmässä. Valenssielektronit 3d 3 4s 2. Oksidit VO, V 2 O 3, VO 2, V 2 O 5. Hydroksidit V(OH)2, V(OH)3, VO(OH)2, HVO3. Pohjatila Jännittynyt tila Pienin hapetusaste on “+2”, maksimi “+5”. |
2.3. D.I.Mendelejevin jaksollinen laki.
Lain keksi ja muotoili D.I. Mendelejev: "Yksinkertaisten kappaleiden ominaisuudet sekä alkuaineiden yhdisteiden muodot ja ominaisuudet riippuvat ajoittain alkuaineiden atomipainosta." Laki luotiin alkuaineiden ja niiden yhdisteiden ominaisuuksien syvällisen analyysin perusteella. Erinomaiset saavutukset fysiikassa, pääasiassa atomirakenteen teorian kehitys, mahdollistivat jaksollisen lain fyysisen olemuksen paljastamisen: kemiallisten alkuaineiden ominaisuuksien muutosten jaksollisuus johtuu täytteen luonteen säännöllisestä muutoksesta. ulomman elektronikerroksen elektronien kanssa, kun elektronien lukumäärä, ytimen varauksen määräämä, kasvaa. Varaus on yhtä suuri kuin alkuaineen järjestysluku jaksollisessa taulukossa. Periodisen lain nykyaikainen muotoilu: "Alkuaineiden ja niiden muodostamien yksinkertaisten ja monimutkaisten aineiden ominaisuudet riippuvat ajoittain atomiytimen varauksesta." Luonut D.I. Mendelejev vuosina 1869-1871. Jaksollinen järjestelmä on luonnollinen elementtien luokitus, jaksollisen lain matemaattinen heijastus.
Mendelejev ei ainoastaan muotoillut tarkasti tämän lain ja esittänyt sen sisällön taulukon muodossa, josta tuli klassikko, vaan myös perusteli sen kattavasti, osoitti sen valtavan tieteellisen merkityksen ohjaavana luokitteluperiaatteena ja tehokkaana tieteellisenä työkaluna. tutkimusta.
Jaksottaisen lain fyysinen merkitys. Se avattiin vasta sen jälkeen, kun havaittiin, että atomin ytimen varaus kasvaa siirtyessään yhdestä kemiallisesta alkuaineesta viereiseen (jaksollisessa taulukossa) alkuvarausyksiköllä. Numeerisesti ytimen varaus on yhtä suuri kuin jaksollisen taulukon vastaavan alkuaineen atomiluku (atomiluku Z), eli ytimessä olevien protonien lukumäärä, puolestaan vastaavan neutraalin elektronien lukumäärä atomi. Atomien kemialliset ominaisuudet määräytyvät niiden ulkoisten elektronikuorten rakenteen mukaan, joka muuttuu ajoittain ydinvarauksen kasvaessa, ja siksi jaksollinen laki perustuu ajatukseen ytimen varauksen muutoksesta. atomit, ei alkuaineiden atomimassa. Selvä esimerkki jaksollisesta laista ovat tiettyjen fysikaalisten suureiden (ionisaatiopotentiaalit, atomisäteet, atomitilavuudet) jaksollisten muutosten käyrät Z:sta riippuen. Periodiselle laille ei ole yleistä matemaattista lauseketta. Jaksottaisella lailla on valtava luonnontieteellinen ja filosofinen merkitys. Se mahdollisti kaikkien elementtien tarkastelun niiden keskinäisessä yhteydessä ja ennustaa tuntemattomien elementtien ominaisuuksia. Jaksottaisen lain ansiosta monet tieteelliset haut (esimerkiksi aineen rakenteen tutkimuksen alalla - kemiassa, fysiikassa, geokemiassa, kosmokemiassa, astrofysiikassa) ovat tulleet tarkoituksenmukaisiksi. Periodinen laki on selvä osoitus dialektiikan yleisistä laeista, erityisesti lain määrän siirtymisestä laatuun.
Periodisen lain fyysinen kehitysvaihe voidaan puolestaan jakaa useisiin vaiheisiin:
1. Atomin jakautuvuuden määrittäminen elektronin ja radioaktiivisuuden löydön perusteella (1896-1897);
2. Atomirakennemallien kehittäminen (1911-1913);
3. Isotooppijärjestelmän löytäminen ja kehittäminen (1913);
4. Moseleyn lain (1913) löytäminen, joka mahdollistaa ydinvarauksen ja alkuaineen lukumäärän kokeellisen määrittämisen jaksollisessa taulukossa;
5. Periodisen järjestelmän teorian kehittäminen atomien elektronisten kuorien rakenteeseen perustuvien ajatusten pohjalta (1921-1925);
6. Jaksojärjestelmän kvanttiteorian luominen (1926-1932).
2.4. Tuntemattomien elementtien olemassaolon ennustaminen.
Jaksottaisen lain löytämisessä tärkeintä on ennustaa kemiallisten alkuaineiden olemassaoloa, joita ei ole vielä löydetty. Alumiini Al:n alle Mendelejev jätti paikan analogiselle "eka-alumiinille", boorille B:lle "eca-boorille" ja piin Si:lle - "eca-siliconille". Tätä Mendelejev kutsui vielä löytämättömiksi kemiallisiksi alkuaineiksi. Hän antoi heille jopa symbolit El, Eb ja Es.
Elementistä "exasilicon" Mendelejev kirjoitti: "Minusta vaikuttaa siltä, että epäilemättä puuttuvista metalleista kiinnostavin on se, joka kuuluu hiilianalogien IV ryhmään, nimittäin III-riviin. Tämä on metalli heti piin jälkeen, ja siksi kutsukaamme sitä ekasiliciumiksi." Tämän vielä löytämättömän elementin pitikin tulla eräänlainen "lukko", joka yhdistää kaksi tyypillistä epämetallia - hiili-C ja pii Si - kahteen tyypilliseen metalliin - tina Sn ja lyijy Pb.
Sitten hän ennusti kahdeksan muun alkuaineen olemassaolon, mukaan lukien "dwitellurium" - polonium (löydettiin vuonna 1898), "ecaiod" - astatiini (löydettiin vuosina 1942-1943), "dimangaani" - teknetium (löydettiin vuonna 1937) , "ecacesia" - Ranska (avattu vuonna 1939)
Vuonna 1875 ranskalainen kemisti Paul-Emile Lecoq de Boisbaudran löysi Mendelejevin ennustaman "eka-alumiinin" mineraalista wurtsiitista - sinkkisulfidista ZnS - ja antoi sille nimen gallium Ga (Ranskan latinalainen nimi on "Gallia") hänen kotimaansa.
Mendelejev ennusti tarkasti eka-alumiinin ominaisuudet: sen atomimassan, metallin tiheyden, El 2 O 3 -oksidin, ElCl 3 -kloridin, El 2 (SO 4) 3 -sulfaatin kaavan. Galliumin löytämisen jälkeen näitä kaavoja alettiin kirjoittaa nimellä Ga 2 O 3, GaCl 3 ja Ga 2 (SO 4) 3. Mendelejev ennusti, että se olisi erittäin sulava metalli, ja todellakin galliumin sulamispiste osoittautui 29,8 o C:ksi. Sulavuudeltaan gallium on toisella sijalla elohopean Hg:n ja cesium Cs:n jälkeen.
Keskimääräinen galliumpitoisuus maankuoressa on suhteellisen korkea, 1,5-10-30 massaprosenttia, mikä vastaa lyijyn ja molybdeenin pitoisuutta. Gallium on tyypillinen hivenaine. Ainoa galliummineraali on galdiitti CuGaS2, joka on hyvin harvinainen. Gallium on stabiili ilmassa tavallisissa lämpötiloissa. Yli 260°C:ssa havaitaan hidasta hapettumista kuivassa hapessa (oksidikalvo suojaa metallia). Gallium liukenee hitaasti rikki- ja kloorivetyhappoon, nopeasti fluorivetyhappoon ja on stabiili kylmässä typpihapossa. Gallium liukenee hitaasti kuumiin alkaliliuoksiin. Kloori ja bromi reagoivat galliumin kanssa kylmässä, jodi - kuumennettaessa. Yli 300°C:n lämpötiloissa sula gallium on vuorovaikutuksessa kaikkien rakenteellisten metallien ja metalliseosten kanssa. Galliumin erottuva ominaisuus on laaja nestemäinen tila (2200°C) ja alhainen höyrynpaine jopa 1100-1200°C:n lämpötiloissa liittyvät läheisesti alumiinin geokemiaan, mikä johtuu niiden fysikaalis-kemiallisten ominaisuuksien samankaltaisuudesta. Suurin osa galliumista litosfäärissä sisältyy alumiinimineraaleja. Bauksiitin ja nefeliinin galliumpitoisuus vaihtelee välillä 0,002 - 0,01 %. Lisääntyneitä galliumpitoisuuksia havaitaan myös sfaleriiteissa (0,01-0,02 %), kivihiilessä (yhdessä germaniumin kanssa) ja myös joissakin rautamalmeissa. Galliumilla ei ole vielä laajaa teollista käyttöä. Galliumin sivutuotetuotannon mahdollinen laajuus alumiinintuotannossa ylittää edelleen merkittävästi metallin kysynnän.
Galliumin lupaavin sovellus on kemiallisten yhdisteiden, kuten GaAs, GaP, GaSb, muodossa, joilla on puolijohdeominaisuuksia. Niitä voidaan käyttää korkeiden lämpötilojen tasasuuntaajissa ja transistoreissa, aurinkoparistoissa ja muissa laitteissa, joissa voidaan käyttää estokerroksen valosähköistä vaikutusta, sekä infrapunasäteilyvastaanottimissa. Galliumista voidaan valmistaa erittäin heijastavia optisia peilejä. Lääketieteessä käytettävien ultraviolettisäteilylamppujen katodiksa on ehdotettu alumiiniseosta galliumin kanssa elohopean sijasta. Nestemäistä galliumia ja sen seoksia ehdotetaan käytettäväksi korkean lämpötilan lämpömittareiden (600-1300 ° C) ja painemittareiden valmistukseen. Mielenkiintoista on galliumin ja sen seosten käyttö nestemäisenä jäähdytysaineena voimaydinreaktoreissa (tätä haittaa Galliumin aktiivinen vuorovaikutus käyttölämpötiloissa rakennemateriaalien kanssa; eutektisella Ga-Zn-Sn-seoksella on vähemmän syövyttävä vaikutus kuin puhtaalla. gallium).
Vuonna 1879 ruotsalainen kemisti Lars Nilsson löysi skandiumin, jonka Mendeleev ennusti ekaboroniksi Eb. Nilsson kirjoitti: "Ei ole epäilystäkään siitä, että ecaboron löydettiin skandiumista... Tämä vahvistaa selvästi venäläisen kemistin näkemykset, jotka eivät ainoastaan mahdollistaneet skandiumin ja galliumin olemassaolon ennustamista, vaan myös niiden tärkeimpien ominaisuuksien ennustamista. etukäteen." Scandium nimettiin Nilssonin kotimaan Skandinavian kunniaksi, ja hän löysi sen monimutkaisesta gadoliniitista, jonka koostumus on Be 2 (Y, Sc) 2 FeO 2 (SiO 4) 2. Keskimääräinen skandiumin pitoisuus maankuoressa (clarke) on 2,2-10-3 massaprosenttia. Kivien skandiumpitoisuus vaihtelee: ultraemäksisissä kivissä 5-10-4, peruskivissä 2,4-10-3, välikivissä 2,5-10-4, graniiteissa ja syeniiteissä 3,10-4; sedimenttikivissä (1-1,3).10-4. Skandiumia keskittyy maankuoreen magmaattisten, hydrotermisten ja supergeenisten (pinta) prosessien seurauksena. Scandiumin omaa mineraalia tunnetaan kaksi - tortveitiitti ja sterretiitti; ne ovat erittäin harvinaisia. Scandium on pehmeä metalli, puhtaassa tilassaan se voidaan helposti käsitellä - takoa, valssata, meistaa. Skandiumin käyttöalue on hyvin rajallinen. Skandiumoksidia käytetään nopeiden tietokoneiden muistielementtien ferriittien valmistukseen. Radioaktiivista 46Sc:tä käytetään neutronien aktivaatioanalyysissä ja lääketieteessä. Alhaisen tiheyden ja korkean sulamispisteen omaavat skandiumlejeeringit ovat lupaavia rakennemateriaaleina rakettien ja lentokoneiden rakentamisessa, ja useille skandiumyhdisteille voidaan löytää käyttöä fosforien, oksidikatodien valmistuksessa, lasin ja keramiikan valmistuksessa, kemianteollisuudessa (katalyytteinä) ja muilla aloilla. Vuonna 1886 Freiburgin kaivosakatemian professori, saksalainen kemisti Clemens Winkler, löysi toisen Mendelejevin ennustaman alkuaineen analysoidessaan harvinaista argyrodiittia, jonka koostumus oli Ag 8 GeS 6. Winkler nimesi löytämänsä alkuaineen germanium Ge:ksi kotimaansa kunniaksi, mutta jostain syystä tämä aiheutti joidenkin kemistien teräviä vastalauseita. He alkoivat syyttää Winkleria nationalismista, Mendelejevin löydön omaksumisesta. Hän oli jo antanut elementille nimen "ekasilicium" ja symbolin Es. Lantuneena Winkler kääntyi itse Dmitri Ivanovitšin puoleen saadakseen neuvoja. Hän selitti, että uuden elementin löytäjän pitäisi antaa sille nimi. Germaniumin kokonaispitoisuus maankuoressa on 7,10-4 massaprosenttia, eli enemmän kuin esimerkiksi antimonia, hopeaa, vismuttia. Germaniumin omat mineraalit ovat kuitenkin erittäin harvinaisia. Lähes kaikki ne ovat sulfosuoloja: germaniitti Cu2 (Cu, Fe, Ge, Zn)2 (S, As)4, argyrodiitti Ag8GeS6, konfieldiitti Ag8(Sn, Ce) S6 jne. Suurin osa germaniumista on hajallaan suuria määriä maankuoren kivet ja mineraalit: ei-rautametallien sulfidimalmeissa, rautamalmeissa, joissakin oksidimineraaleissa (kromiitti, magnetiitti, rutiili jne.), graniiteissa, diabaaseissa ja basalteissa. Lisäksi germaaniumia on lähes kaikissa silikaateissa, joissakin hiili- ja öljyesiintymissä. Germanium on yksi arvokkaimmista materiaaleista nykyaikaisessa puolijohdetekniikassa. Sitä käytetään diodien, triodien, kristalliilmaisimien ja tehotasasuuntaajien valmistukseen. Yksikiteistä germaaniumia käytetään myös dosimetrisissä laitteissa ja laitteissa, jotka mittaavat vakio- ja vaihtuvien magneettikenttien voimakkuutta. Tärkeä germaniumin sovellusalue on infrapunatekniikka, erityisesti 8-14 mikronin alueella toimivien infrapunasäteilyilmaisimien valmistus. Monet germaniumia sisältävät seokset, GeO2-pohjaiset lasit ja muut germaniumyhdisteet ovat lupaavia käytännön käyttöön.
Mendelejev ei voinut ennustaa jalokaasujen ryhmän olemassaoloa, eivätkä ne aluksi löytäneet paikkaa jaksollisessa taulukossa.
Englantilaisten tiedemiesten W. Ramsayn ja J. Rayleighin vuonna 1894 tekemä argon Ar:n löytö aiheutti välittömästi kiivaita keskusteluja ja epäilyjä jaksollisesta laista ja elementtien jaksollisesta taulukosta. Mendelejev piti alun perin argonia typen allotrooppisena muunnelmana ja vasta vuonna 1900 muuttumattomien tosiseikkojen paineessa suostui jaksollisessa taulukossa olevan kemiallisten alkuaineiden "nollaryhmän" läsnäoloon, jonka miehittivät muut argonin jälkeen löydetyt jalokaasut. Nyt tämä ryhmä tunnetaan nimellä VIIIA.
Mendelejev kirjoitti vuonna 1905: "Ilmeisesti tulevaisuus ei uhkaa jaksollista lakia tuholla, vaan lupaa vain päällysrakenteita ja kehitystä, vaikka venäläisenä he halusivat pyyhkiä minut, erityisesti saksalaiset."
Jaksottaisen lain löytäminen vauhditti kemian kehitystä ja uusien kemiallisten alkuaineiden löytämistä.
Lyseum-koe, jossa vanha Derzhavin siunasi nuorta Pushkinia. Mittarin roolissa sattui olemaan akateemikko Yu.F., tunnettu orgaanisen kemian asiantuntija. Ehdokastyö D.I. Mendeleev valmistui Pedagogisesta Pääinstituutista vuonna 1855. Hänen väitöskirjastaan "Isomorfismi suhteessa muihin kiteisen muodon ja koostumuksen suhteisiin" tuli hänen ensimmäinen merkittävä tieteellinen...
Pääasiassa nesteiden kapillaarisuudesta ja pintajännityksestä ja vietti vapaa-aikansa nuorten venäläisten tiedemiesten piirissä: S.P. Botkina, I.M. Sechenova, I.A. Vyshnegradsky, A.P. Borodin ja muut Vuonna 1861 Mendelejev palasi Pietariin, jossa hän jatkoi luennoimista orgaanisesta kemiasta yliopistossa ja julkaisi siihen aikaan merkittävän oppikirjan: "Orgaaninen kemia".