Sivu 1
Periodisen lain nykyaikainen muotoilu on seuraava: alkuaineiden ominaisuudet sekä niiden yhdisteiden ominaisuudet ja muodot ovat ajoittain riippuvaisia alkuaineiden atomien ytimien varauksista.
D. I. Mendelejevin jaksollisen lain nykyaikainen muotoilu on seuraava: ominaisuudet kemiallisia alkuaineita, samoin kuin alkuaineiden yhdisteiden muodot ja ominaisuudet riippuvat ajoittain atomiytimien varauksen suuruudesta. Se perustuu vain uuteen tietoon, joka antaa laille ja järjestelmälle tieteellisen pätevyyden ja vahvistaa sen oikeellisuuden.
Periodisen lain nykyaikainen muotoilu: yksinkertaisten aineiden ominaisuudet ja alkuaineyhdisteiden ominaisuudet riippuvat ajoittain alkuaineen ytimen (atomin) varauksesta.
D.I. Mendelejevin jaksollisen lain nykyaikainen muotoilu on seuraava: kemiallisten alkuaineiden ominaisuudet sekä alkuaineiden yhdisteiden muodot ja ominaisuudet riippuvat ajoittain atomiytimien varauksesta. Se perustuu vain uuteen tietoon, joka antaa laille ja järjestelmälle tieteellisen pätevyyden ja vahvistaa sen oikeellisuuden.
D.I. Mendelejevin jaksollisen lain nykyaikainen muotoilu on seuraava: alkuaineiden ominaisuudet sekä alkuaineiden yhdisteiden muodot ja ominaisuudet riippuvat ajoittain niiden atomien ytimien varausarvosta.
D.I. Mendelejevin jaksollisen lain nykyaikainen muotoilu on seuraava: kemiallisten alkuaineiden ominaisuudet sekä alkuaineiden yhdisteiden muodot ja ominaisuudet riippuvat ajoittain atomiytimien varauksen suuruudesta. Se perustuu vain uuteen tietoon, joka antaa laille ja järjestelmälle tieteellisen pätevyyden ja vahvistaa sen oikeellisuuden.
Miten jaksollisen lain moderni muotoilu eroaa edellisestä ja miksi se on tarkempi?
Sisältyy D.I. Mendelejevin jaksollisen lain nykyaikaiseen muotoiluun: alkuaineiden ominaisuudet riippuvat jaksoittain atomiluvusta.
Miksi D.I. Mendelejevin muotoilu ja jaksollisen lain nykyaikainen muotoilu eivät ole ristiriidassa keskenään?
Moseleyn lain sekä Rutherfordin ja Chadwickin löytöjen perusteella voimme antaa nykyaikaisen muotoilun D.I. Mendelejevin jaksollisesta laista: kemiallisten alkuaineiden ja niiden yhdisteiden ominaisuudet riippuvat ajoittain niiden atomien ytimien positiivisten varausten suuruudesta. .
Ajatus ydinvarauksen suuruudesta atomin määrittävänä ominaisuutena muodosti perustan D.I. Mendelejevin jaksollisen lain nykyaikaiselle muotoilulle: kemiallisten alkuaineiden ominaisuudet sekä näiden alkuaineiden yhdisteiden muodot ja ominaisuudet, ovat ajoittain riippuvaisia atomiensa ytimien varauksen suuruudesta.
Näemme, että saman alkuaineen atomit eroavat toisistaan atomipainoissa, ja siksi kemialliset ominaisuudet alkuaineita ei määrää niiden atomipaino, vaan atomiytimen varaus. Siksi jaksollisen lain nykyaikainen muotoilu sanoo: elementtien ominaisuudet ovat jaksottaisesti riippuvaisia niiden sarjanumeroista.
Atomien rakennetutkimukset ovat osoittaneet, että atomin tärkein ja stabiilin ominaisuus on ytimen positiivinen varaus. Siksi D.I. Mendelejevin jaksollisen lain nykyaikainen muotoilu on seuraava: kemiallisten alkuaineiden ja niiden yhdisteiden ominaisuudet riippuvat ajoittain alkuaineiden atomien ytimien varauksista.
Kiistäen vakiintuneen tarinan, jonka mukaan loistava löytö alalla oli vain painajainen, on sanottava, että monet tiedemiehet ennen Mendelejevia yrittivät luoda kemiallisen järjestelmän. Sen perustan loi saksalainen tiedemies I.V. Döbereiner, ranskalainen A. de Chancourtois ja jotkut muut.
D.I itse Mendelejev suoritti uskomattoman määrän kokeita ja vietti noin kaksikymmentä vuotta elämästään totuuden etsimiseen. Hän muotoili elementtien perusmerkityksiä ja -toimintoja sekä niiden ominaisuuksia, mutta tieto ei mahtunut mihinkään enemmän tai vähemmän jäsenneltyyn. Ja kun hän toisen unettoman yön jälkeen päätti kestää pari tuntia, hänen aivonsa paljastivat, mihin Mendelejev oli vuosien ajan pyrkinyt.
Juuri näin jaksollinen jaksollisuus ilmestyi kemistien käyttöön vuonna 1869, ja vasta vuonna 1871 muotoiltiin itse laki, joka mahdollisti paitsi kemian, myös monien muiden tieteiden siirtymisen eteenpäin.
Lain ydin
Venäläinen tiedemies Dmitri Ivanovitš Mendelejev teki ensimmäisenä hämmästyttävän löydön siitä, että atomi ei ole äärellinen yksikkö, että siinä on ydin ja sen ympärillä pyörivät protonit ja että suurin osa atomin massasta on keskittynyt sen ytimeen. . Johdettiin sääntö kaikkien luonnossa olevien alkuaineiden ja niiden ominaisuuksien muuttamisesta kemialliset yhdisteet riippuen siitä, miten atomiytimien varaus muuttuu.
Ydinvarauksen kasvu tapahtuu juuri siirryttäessä yhdestä taulukon kemiallisesta elementistä toiseen viereiseen. Varaus kasvaa 1 alkuvarausyksiköllä, ja tämä näkyy kunkin elementin alaosassa olevasta taulukosta, joka on merkitty atominumerolla. Tämä tarkoittaa, että ytimessä olevien protonien lukumäärä on yhtä suuri kuin ydintä vastaavan neutraalin atomin elektronien lukumäärä.
Ulkokuoret, jotka koostuvat elektroneista, määräävät minkä tahansa kemiallisen alkuaineen ominaisuudet. Nämä kuoret voivat muuttua vain ajoittain, ja nämä muutokset riippuvat suoraan itse atomissa sijaitsevan ytimen varausten lisääntymisestä tai vähenemisestä, ja tämä, ei alkuaineiden atomimassa, on jaksollisen lain taustalla.
Miksi tämä on niin tärkeää
Periodisen lain ansiosta tuli mahdolliseksi ennustaa tiettyjen kemiallisten alkuaineiden käyttäytymistä erilaisissa reaktioissa. Todettiin myös, että on olemassa yhdisteitä, joita tiede ei ole vielä löytänyt. Vasta vuosisatoja myöhemmin taulukko oli täynnä.
Dmitri Ivanovitš Mendelejevin jaksollinen laki on yksi luonnon peruslaeista, joka yhdistää kemiallisten alkuaineiden ja yksinkertaisten aineiden ominaisuuksien riippuvuuden niiden atomimassoihin. Tällä hetkellä lakia on jalostettu ja ominaisuuksien riippuvuutta selittää atomiytimen varaus.
Venäläinen tiedemies löysi lain vuonna 1869. Mendelejev esitteli sen tiedeyhteisölle raportissa Venäjän kemian seuran kongressille (raportin teki toinen tiedemies, koska Mendelejev joutui kiireellisesti poistumaan Pietarin vapaan talousyhdistyksen ohjeista). Samana vuonna julkaistiin Dmitri Ivanovichin opiskelijoille kirjoittama oppikirja "Kemian perusteet". Siinä tiedemies kuvaili suosittujen yhdisteiden ominaisuuksia ja yritti myös tarjota loogisen systematisoinnin kemiallisista alkuaineista. Se esitteli myös ensimmäistä kertaa taulukon, jossa on jaksoittaisesti järjestettyjä elementtejä, graafisena tulkintana jaksollisesta laista. Kaikki seuraavat vuodet Mendelejev paransi taulukkoaan, esimerkiksi lisäsi inerttien kaasujen kolonnin, joka löydettiin 25 vuotta myöhemmin.
Tiedeyhteisö ei heti hyväksynyt suuren venäläisen kemistin ajatuksia edes Venäjällä. Mutta sen jälkeen kun Mendelejev ennusti ja kuvasi kuuluisassa raportissaan kolme uutta alkuainetta (gallium vuonna 1875, skandium vuonna 1879 ja germanium vuonna 1886), jaksollinen laki tunnustettiin.
- Is yleismaailmallinen laki luonto.
- Lakia graafisesti esittävä taulukko ei sisällä vain kaikkia tunnettuja elementtejä, mutta myös niitä, joita vielä löydetään.
- Kaikki uudet löydöt eivät vaikuttaneet lain ja taulukon merkityksellisyyteen. Taulukkoa parannetaan ja muutetaan, mutta sen olemus on säilynyt ennallaan.
- Mahdollisti joidenkin alkuaineiden atomipainojen ja muiden ominaisuuksien selvittämisen sekä uusien alkuaineiden olemassaolon ennustamisen.
- Kemistit saivat luotettavan vihjeen kuinka ja mistä etsiä uusia alkuaineita. Lisäksi laki sallii suurella todennäköisyydellä määrittää etukäteen vielä tuntemattomien elementtien ominaisuudet.
- Sillä oli valtava rooli kehityksessä epäorgaaninen kemia 1800-luvulla.
Löytöjen historia
On kaunis legenda, että Mendelejev näki pöytänsä unessa ja heräsi aamulla ja kirjoitti sen muistiin. Itse asiassa tämä on vain myytti. Tiedemies itse sanoi monta kertaa, että hän omisti 20 vuotta elämästään elementtien jaksollisen taulukon luomiseen ja parantamiseen.
Kaikki alkoi siitä, että Dmitri Ivanovich päätti kirjoittaa opiskelijoille oppikirjan epäorgaanisesta kemiasta, jossa hän aikoi systematisoida kaiken sillä hetkellä tunnetun tiedon. Ja luonnollisesti hän luotti edeltäjiensä saavutuksiin ja löytöihin. Ensimmäistä kertaa huomion atomipainojen ja alkuaineiden ominaisuuksien väliseen suhteeseen kiinnitti saksalainen kemisti Döbereiner, joka yritti jakaa hänelle tuntemat alkuaineet kolmikoiksi, joilla on samanlaiset ominaisuudet ja painot ja jotka noudattavat tiettyä sääntöä. Jokaisessa kolmiossa keskielementin paino oli lähellä kahden ulomman elementin aritmeettista keskiarvoa. Tiedemies pystyi siten muodostamaan viisi ryhmää, esimerkiksi Li-Na-K; Cl-Br-I. Mutta nämä eivät olleet kaikki tunnettuja elementtejä. Lisäksi nämä kolme elementtiä eivät selvästikään täyttäneet luetteloa elementeistä, joilla on samanlaiset ominaisuudet. Yleistä mallia yritettiin myöhemmin löytää saksalaiset Gmelin ja von Pettenkofer, ranskalaiset J. Dumas ja de Chancourtois sekä englantilaiset Newlands ja Odling. Eniten edistyi saksalainen tiedemies Meyer, joka vuonna 1864 laati taulukon, joka oli hyvin samanlainen kuin jaksollinen taulukko, mutta se sisälsi vain 28 elementtiä, kun taas 63 oli jo tiedossa.
Toisin kuin edeltäjänsä, Mendelejev onnistui 
laatia taulukko, joka sisältää kaikki tunnetut elementit tietyn järjestelmän mukaan järjestettynä. Samalla hän jätti osan soluista tyhjiksi laskeen likimääräisesti joidenkin alkuaineiden atomipainot ja kuvaillen niiden ominaisuuksia. Lisäksi venäläisellä tiedemiehellä oli rohkeutta ja ennakointia julistaa, että hänen löytämänsä laki oli universaali luonnonlaki, ja kutsui sitä "jaksolliseksi laiksi". Sanottuaan "ah", hän meni eteenpäin ja korjasi niiden elementtien atomipainot, jotka eivät mahtuneet taulukkoon. Tarkemmin tarkasteltuna kävi ilmi, että hänen korjauksensa olivat oikeita, ja hänen kuvaamiensa hypoteettisten elementtien löytämisestä tuli lopullinen vahvistus uuden lain totuudelle: käytäntö osoitti teorian pätevyyden.
|
Tämän aiheen tutkimisen tuloksena opit:
Tämän aiheen tutkimisen 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 ).
Jaksolain ilmaisu on elementtien jaksollinen järjestelmä.
4.2. Jaksotaulukko D. I. Mendelejev
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. Ajanjaksoina vasemmalta oikealle metalliset ominaisuudet heikkenevät vähitellen ja ei-metalliset ominaisuudet lisääntyvät, 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 sijaitsee 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. Sivualaryhmissä 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. Kolmas elektroni litiumatomissa 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 näiden summien yhtäläisyyden tapauksessa 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 3p 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. Atomeissa p-elementtejä elektronit täyttävät ulkotason (np) p-kuoret. P-elementit sisältävät kunkin jakson 6 viimeistä elementtiä (lukuun ottamatta ensimmäistä).
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 yleensä yhtä suuri kuin niiden alkuaineiden korkein 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 jaksoissa metallien atomisäteiden arvo pienenee ja ei-metallien atomisäteet muuttuvat monimutkaisesti, koska se riippuu luonteesta kemiallinen sidos. 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 ne ovat voimakkaita metalliset ominaisuudet, suurin inerttien kaasujen ionisaatioenergia.
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- molekyylin tai ionin 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-emäsominaisuuksia E-N liitännät ja E-O-N riippuen ytimen varauksesta ja ne muodostavan alkuaineen säteestä.
Kossel-kaavio 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.
Kossel-diagrammi kahdelle emäkselle CuOH ja Cu(OH) 2 voidaan analysoida samalla tavalla. 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 ionin säteen 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 vahva happo 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.
Vuonna 1871 muotoiltiin Mendelejevin jaksollinen laki. Tähän mennessä tiede tiesi 63 elementtiä, ja Dmitri Ivanovitš Mendelejev määräsi ne suhteellisesti atomimassa. Nykyaikainen jaksollinen järjestelmä on laajentunut merkittävästi.
Tarina
Vuonna 1869 työskennellessään kemian oppikirjan parissa Dmitri Mendeleev kohtasi ongelman systematisoida eri tutkijoiden - hänen edeltäjänsä ja aikalaistensa - monien vuosien aikana keräämää materiaalia. Jo ennen Mendelejevin työtä yritettiin systematisoida elementtejä, mikä toimi jaksollisen järjestelmän kehittämisen edellytyksenä.
Riisi. 1. Mendelejev D.I.
Elementtien luokitteluhaut on koottu taulukkoon.
Mendelejev järjesti alkuaineet suhteellisen atomimassan mukaan nousevaan järjestykseen. Vaaka- ja pystysuoraa riviä oli yhteensä yhdeksäntoista. Tämä oli alkuaineiden jaksollisen taulukon ensimmäinen painos. Tästä alkaa tarina jaksollisen lain löytämisestä.
Tiedemieheltä kesti melkein kolme vuotta luoda uusi, edistyneempi taulukko. Kuudesta elementtipylväästä tuli vaakasuuntaisia jaksoja, joista jokainen alkoi alkalimetallilla ja päättyi ei-metalliin (jalokaasuja ei vielä tunnettu). Vaakasuorat rivit muodostivat kahdeksan pystysuoraa ryhmää.
Toisin kuin hänen kollegansa, Mendeleev käytti kahta kriteeriä elementtien jakautumiseen:
- atomimassa;
- kemialliset ominaisuudet.
Kävi ilmi, että näiden kahden kriteerin välillä on kaava. Tietyn määrän alkuaineita, joiden atomimassa kasvaa, ominaisuudet alkavat toistua.
Riisi. 2. Mendelejevin laatima taulukko.
Aluksi teoriaa ei ilmaistu matemaattisesti, eikä sitä voitu täysin vahvistaa kokeellisesti. Fyysinen merkitys Laki tuli selväksi vasta atomimallin luomisen jälkeen. Tarkoituksena on toistaa elektronikuorten rakenne jatkuvalla ydinvarausten kasvulla, mikä heijastuu kemiallisiin ja fysikaaliset ominaisuudet elementtejä.
laki
Todettuaan ominaisuuksien muutosten jaksollisuuden atomimassan kasvaessa Mendelejev muotoili vuonna 1871 jaksollisen lain, josta tuli perustavanlaatuinen kemian tieteessä.
Dmitry Ivanovich totesi, että yksinkertaisten aineiden ominaisuudet riippuvat ajoittain suhteellisista atomimassoista.
1800-luvun tieteellä ei ollut nykyaikainen tieto elementeistä, siksi lain nykyaikainen muotoilu eroaa jonkin verran Mendelejevin muotoilusta. Olennainen kuitenkin pysyy samana.
KANSSA jatkokehitystä tiede, atomin rakennetta tutkittiin, mikä vaikutti jaksollisen lain muotoiluun. Nykyaikaisen jaksollisen lain mukaan kemiallisten alkuaineiden ominaisuudet riippuvat atomiytimien varauksista.
Taulukko
Mendelejevin ajoista lähtien hänen luomansa taulukko on muuttunut merkittävästi ja alkoi heijastaa melkein kaikkia elementtien toimintoja ja ominaisuuksia. Taulukon käyttötaito on välttämätön kemian jatko-opiskelulle. Moderni pöytä esitetään kolmessa muodossa:
- lyhyt - jaksot ovat kahdella rivillä, ja vety luokitellaan usein ryhmään 7;
- pitkä - isotoopit ja radioaktiiviset alkuaineet poistetaan pöydästä;
- extra pitkä - jokainen jakso on erillisellä rivillä.
Riisi. 3. Pitkä moderni pöytä.
Lyhyt taulukko on vanhin versio, joka lopetettiin vuonna 1989, mutta jota käytetään edelleen monissa oppikirjoissa. Pitkät ja erikoispitkät muodot ovat kansainvälisesti tunnustettuja ja niitä käytetään kaikkialla maailmassa. Vakiintuneista muodoista huolimatta tutkijat jatkavat jaksollisen järjestelmän parantamista tarjoamalla uusia vaihtoehtoja.
Mitä olemme oppineet?
Jaksollinen laki ja Mendelejevin jaksollinen järjestelmä muotoiltiin vuonna 1871. Mendelejev tunnisti kuvioita alkuaineiden ominaisuuksissa ja järjesti ne suhteellisen atomimassan perusteella. Kun massat kasvoivat, elementtien ominaisuudet muuttuivat ja sitten toistuvat. Myöhemmin taulukkoa täydennettiin ja lakia mukautettiin nykyajan tietämyksen mukaisesti.
Testi aiheesta
Raportin arviointi
Keskimääräinen arvosana: 4.6. Saatuja arvioita yhteensä: 295.