Az elemmagok periodicitási törvényeinek összefüggéséről. Példák problémamegoldásra

5. LECKE 10. évfolyam(első tanulmányi év)

Periodikus törvény és a kémiai elemek rendszere D.I.Mengyelejev-terv szerint

1. A periodikus törvény és a kémiai elemek rendszerének felfedezésének története D. I. Mengyelejev által.

2. Periodikus törvény D.I. Mengyelejev megfogalmazása szerint.

3. A periódusos törvény modern megfogalmazása.

4. A periodikus törvény jelentősége és a kémiai elemek rendszere D. I. Mengyelejev.

5. A kémiai elemek periódusos rendszere grafikusan tükrözi a periódusos törvényt. A periódusos rendszer felépítése: periódusok, csoportok, alcsoportok.

6. A kémiai elemek tulajdonságainak függősége atomjaik szerkezetétől.

1869. március 1-jét (új stílus) tekintik a kémia egyik legfontosabb törvényének - a periódusos törvénynek - felfedezésének dátumának. század közepén. 63 kémiai elemet ismertek, ezek osztályozására volt szükség. Sok tudós próbálkozott ilyen osztályozással (W. Odling és J. A. R. Newlands, J. B. A. Dumas és A. E. Chancourtois, I. V. Debereiner és L. Y. Meyer), de csak D. I. Mengyelejevnek sikerült bizonyos mintát látnia az elemek növekvő elrendezésével. atomtömegük sorrendje. Ez a minta periodikus, ezért Mengyelejev a következőképpen fogalmazta meg az általa felfedezett törvényt: az elemek tulajdonságai, valamint vegyületeik formái és tulajdonságai periodikusan függenek az elem atomtömegétől.

A Mengyelejev által javasolt kémiai elemek rendszerében számos olyan ellentmondás volt, amelyeket a periodikus törvény szerzője maga sem tudott kiküszöbölni (argon-kálium, tellúr-jód, kobalt-nikkel). Csak a 20. század elején, az atom szerkezetének felfedezése után magyarázták meg a periodikus törvény fizikai jelentését, és jelent meg modern megfogalmazása: az elemek tulajdonságai, valamint vegyületeik formái és tulajdonságai periodikusan függnek atomjaik atommagjainak töltésének nagyságától.

Ezt az összetételt igazolja az izotópok jelenléte is, amelyek kémiai tulajdonságai azonosak, bár az atomtömegük eltérő.

A periodikus törvény a természet egyik alaptörvénye és a kémia legfontosabb törvénye. Ennek a törvénynek a felfedezésével kezdődik a kémiai tudomány modern fejlődési szakasza. Bár a periodikus törvény fizikai jelentése csak az atomszerkezet elméletének megalkotása után vált világossá, maga ez az elmélet a periódusos törvény és a kémiai elemrendszer alapján alakult ki. A törvény segíti a tudósokat új kémiai elemek és új elemvegyületek létrehozásában, valamint a kívánt tulajdonságokkal rendelkező anyagok előállításában. Mengyelejev maga 12, akkor még fel nem fedezett elem létezését jósolta meg, és meghatározta helyzetüket a periódusos rendszerben. Három elem tulajdonságait részletesen leírta, és a tudós élete során ezeket az elemeket fedezték fel ("ekabor" - gallium, "ekaaluminium" - skandium, "ekasilicon" - germánium). Emellett a periodikus törvénynek nagy filozófiai jelentősége van, megerősítve a természet fejlődésének legáltalánosabb törvényeit.

A periodikus törvény grafikus tükre Mengyelejev kémiai elemek periodikus rendszere. A periodikus rendszernek több formája létezik (rövid, hosszú, létra (N. Bohr javaslata), spirál). Oroszországban a rövid forma a legelterjedtebb. A modern periodikus rendszer 110 eddig felfedezett kémiai elemet tartalmaz, amelyek mindegyike meghatározott helyet foglal el, és saját sorozatszámmal és névvel rendelkezik. A táblázat a vízszintes sorokat – periódusokat – azonosítja (1–3 – kicsi, egy sorból áll; 4–6 – nagy, két sorból áll; 7. periódus – hiányos). Az időszakokon kívül vannak függőleges sorok - csoportok, amelyek mindegyike két alcsoportra oszlik (fő - a és másodlagos - b). Az oldalsó alcsoportok csak nagy periódusú elemeket tartalmaznak, amelyek mindegyike fémes tulajdonságokat mutat. Ugyanazon alcsoport elemei azonos külső elektronhéj szerkezettel rendelkeznek, ami meghatározza hasonló kémiai tulajdonságaikat.

Időszak olyan elemek sorozata (alkálifémtől inert gázig), amelyek atomjainak a periódusszámmal megegyező energiaszintje van.

Fő alcsoport Olyan elemek függőleges sora, amelyek atomjainak külső energiaszintjében ugyanannyi elektron van. Ez a szám megegyezik a csoportszámmal (a hidrogén és a hélium kivételével).

A periódusos rendszer összes eleme 4 elektroncsaládra van osztva ( s-, p-, d-,f-elemek) attól függően, hogy az elematom melyik alszintjét tölti ki utoljára.

Oldalsó alcsoport- ez egy függőleges sor d-azok az elemek, amelyekben azonos az összes elektronszám d-külső előtti réteg alszintje és s-a külső réteg alszintje. Ez a szám általában megegyezik a csoport számával.

A kémiai elemek legfontosabb tulajdonságai a fémesség és a nemfémesség.

Metálosság egy kémiai elem atomjainak azon képessége, hogy elektronokat adjanak fel. A fémesség mennyiségi jellemzője az ionizációs energia.

Atom ionizációs energiája az az energiamennyiség, amely egy elektron eltávolításához szükséges egy elem atomjából, azaz egy atom kationná alakításához. Minél kisebb az ionizációs energia, az atom annál könnyebben ad fel egy elektront, annál erősebbek az elem fémes tulajdonságai.

Nem fémesség egy kémiai elem atomjainak azon képessége, hogy elektronokat nyerjenek. A nemfémesség mennyiségi jellemzője az elektronaffinitás.

Elektronaffinitás az az energia, amely akkor szabadul fel, amikor egy elektron egy semleges atomhoz kapcsolódik, azaz amikor az atom anionná alakul. Minél nagyobb az elektronaffinitás, annál könnyebben köt az atom elektronhoz, és annál erősebbek az elem nemfémes tulajdonságai.

A fémesség és a nemfémesség univerzális jellemzője egy elem elektronegativitása (EO).

Egy elem EO-ja jellemzi atomjainak azon képességét, hogy vonzzák az elektronokat, amelyek részt vesznek a kémiai kötések kialakításában a molekula más atomjaival.

Minél nagyobb a fémesség, annál alacsonyabb az EO.

Minél nagyobb a fémmentesség, annál nagyobb az EO.

A relatív EO-értékek Pauling-skálán történő meghatározásakor a lítiumatom EO-ját egynek vesszük (EO(Li) = 1); a legelektronegatívabb elem a fluor (EO(F) = 4).

Rövid időn belül alkálifémtől inert gázig:

Az atommagok töltése nő;

Az energiaszintek száma nem változik;

A külső szinten lévő elektronok száma 1-ről 8-ra nő;

Az atomok sugara csökken;

A külső réteg és a mag elektronjai közötti kötés erőssége megnő;

Növekszik az ionizációs energia;

Az elektronaffinitás nő;

EO nő;

Az elemek fémessége csökken;

Az elemek nemfémessége nő.

Minden d-egy adott periódus elemei tulajdonságaikban hasonlóak - mind fémek, atomsugár és EO értékük kissé eltérő, mivel külső szinten ugyanannyi elektront tartalmaznak (pl. a 4. periódusban - kivéve a Cr és Cu).

A fő alcsoportokban fentről lefelé:

Egy atomban nő az energiaszintek száma;

Az elektronok száma a külső szinten azonos;

Az atomok sugara nő;

A külső szint elektronjai és az atommag közötti kötés erőssége csökken;

Az ionizációs energia csökken;

Az elektronaffinitás csökken;

Az EO csökken;

Az elemek fémessége nő;

Az elemek nemfémessége csökken.

2.3. D.I.Mengyelejev periodikus törvénye.

A törvényt D. I. Mengyelejev fedezte fel és fogalmazta meg: „Az egyszerű testek tulajdonságai, valamint az elemek vegyületeinek formái és tulajdonságai periodikusan függnek az elemek atomsúlyától. A törvény az elemek és vegyületeik tulajdonságainak mélyreható elemzése alapján született. A fizika kiemelkedő eredményei, elsősorban az atomszerkezet elméletének fejlesztése lehetővé tették a periódusos törvény fizikai lényegének feltárását: a kémiai elemek tulajdonságaiban bekövetkezett változások periodicitása a töltet jellegének periodikus változásából adódik. a külső elektronréteg elektronjaival, mivel az elektronok száma, amelyet az atommag töltése határoz meg, növekszik. A töltés megegyezik az elem rendszámával a periódusos rendszerben. A periodikus törvény modern megfogalmazása: „Az elemek és az általuk alkotott egyszerű és összetett anyagok tulajdonságai periodikusan függenek az atommag töltésétől.” Létrehozta D. I. Mengyelejev 1869-1871-ben. A periódusos rendszer az elemek természetes osztályozása, a periodikus törvény matematikai tükre.

Mengyelejev nemcsak az első volt, aki pontosan megfogalmazta ezt a klasszikussá vált törvényt, és táblázat formájában bemutatta annak tartalmát, hanem átfogóan alá is támasztotta, megmutatta óriási tudományos jelentőségét, mint az osztályozás vezérelvét és a tudományos kutatás hatékony eszközét. kutatás.

A periodikus törvény fizikai jelentése. Csak azután nyitották meg, hogy felfedezték, hogy az atommag töltése az egyik kémiai elemről a szomszédos elemre (a periódusos rendszerben) egy elemi töltés egységével növekszik. Számszerűen az atommag töltése megegyezik a periódusos rendszer megfelelő elemének rendszámával (Z atomszám), vagyis a magban lévő protonok számával, viszont megegyezik a megfelelő semleges elem elektronjainak számával. atom. Az atomok kémiai tulajdonságait külső elektronhéjaik szerkezete határozza meg, amely a nukleáris töltés növekedésével periodikusan változik, ezért a periodikus törvény az atommag töltésében bekövetkező változás gondolatán alapul. atomok, és nem az elemek atomtömege. A periodikus törvényt jól szemlélteti bizonyos fizikai mennyiségek (ionizációs potenciálok, atomi sugarak, atomtérfogatok) Z-től függő periodikus változásának görbéi. A periodikus törvényre nincs általános matematikai kifejezés. A periodikus törvénynek óriási természettudományi és filozófiai jelentősége van. Lehetővé tette az összes elem kölcsönös összefüggésében való figyelembevételét és az ismeretlen elemek tulajdonságainak előrejelzését. A periodikus törvénynek köszönhetően számos tudományos kutatás (például az anyag szerkezetének vizsgálata terén - kémiában, fizikában, geokémiában, kozmokémiában, asztrofizikában) céltudatossá vált. A periodikus törvény a dialektika általános törvényeinek világos megnyilvánulása, különösen a mennyiség minőséggé való átmenetének törvénye.

A periodikus törvény fizikai fejlődési szakasza több szakaszra osztható:

1. Az atom oszthatóságának megállapítása az elektron és a radioaktivitás felfedezése alapján (1896-1897);

2. Atomszerkezeti modellek kidolgozása (1911-1913);

3. Az izotóprendszer felfedezése és fejlesztése (1913);

4. A Moseley-törvény felfedezése (1913), amely lehetővé teszi a magtöltés és az elemszám kísérleti meghatározását a periódusos rendszerben;

5. A periódusos rendszer elméletének kidolgozása az atomok elektronhéjainak szerkezetére vonatkozó elképzelések alapján (1921-1925);

6. A periódusos rendszer kvantumelméletének megalkotása (1926-1932).

2.4. Ismeretlen elemek létezésének előrejelzése.

A Periodikus Törvény felfedezésében a legfontosabb a még fel nem fedezett kémiai elemek létezésének előrejelzése. Az alumínium Al alatt Mengyelejev helyet hagyott az analóg „eka-alumíniumnak”, a B bórnál az „eca-boron”-nak, a szilícium alatt pedig az „eca-szilícium”-nak. Mengyelejev így nevezte a még fel nem fedezett kémiai elemeket. Még az El, Eb és Es szimbólumokat is megadta nekik.

Az „exasilicon” elemről Mengyelejev ezt írta: „Számomra úgy tűnik, hogy a kétségtelenül hiányzó fémek közül az lesz a legérdekesebb, amely a szénanalógok IV csoportjába tartozik, nevezetesen a III. sorba. Ez a fém lesz közvetlenül a szilícium után, ezért nevezzük ekasiliciumnak." Valójában ennek a még fel nem fedezett elemnek egyfajta „zár” lett volna, amely két tipikus nemfémet – szén C-t és szilícium Sit – köt össze két tipikus fémmel – ón Sn-nel és ólom Pb-vel.

Aztán megjósolta további nyolc elem létezését, köztük a „dwitellurium” - polónium (1898-ban fedezték fel), az „ecaiodine” - az asztatin (1942-1943-ban fedezték fel), a „dimangán” - a technécium (1937-ben fedezték fel), az „ecacesia” - Franciaország (nyitás 1939-ben)

1875-ben a francia kémikus, Paul-Emile Lecoq de Boisbaudran felfedezte a Mengyelejev által megjósolt „eka-alumíniumot” a wurcitben, a cink-szulfidban, a ZnS-ben, és gallium Ga-nak nevezte el (Franciaország latin neve „Gallia”) tiszteletére. hazája.

Mengyelejev pontosan megjósolta az eka-alumínium tulajdonságait: atomtömegét, a fém sűrűségét, az El 2 O 3 oxid képletét, az ElCl 3 kloridot, az El 2 (SO 4) 3 szulfátot. A gallium felfedezése után ezeket a képleteket Ga 2 O 3, GaCl 3 és Ga 2 (SO 4) 3 néven kezdték írni. Mengyelejev azt jósolta, hogy ez egy nagyon olvadó fém lesz, és valóban, a gallium olvadáspontja 29,8 o C-nak bizonyult. Az olvadékonyság tekintetében a gallium a higany Hg és a cézium Cs után a második.

A földkéreg átlagos galliumtartalma viszonylag magas, 1,5-10-30 tömegszázalék, ami megegyezik az ólom és molibdén tartalommal. A gallium tipikus nyomelem. Az egyetlen gallium ásvány a galdit CuGaS2, ami nagyon ritka. A gallium normál hőmérsékleten levegőben stabil. 260°C felett lassú oxidáció figyelhető meg száraz oxigénben (az oxidfilm védi a fémet). A gallium lassan oldódik kénsavban és sósavban, gyorsan oldódik hidrogén-fluoridban, és hidegen stabil salétromsavban. A gallium lassan oldódik forró lúgos oldatokban. A klór és a bróm hidegben reakcióba lép a galliummal, a jóddal - melegítéskor. Az olvadt gallium 300°C feletti hőmérsékleten kölcsönhatásba lép az összes szerkezeti fémmel és ötvözettel szorosan kapcsolódnak az alumínium geokémiájához, ami fizikai-kémiai tulajdonságaik hasonlóságának köszönhető. A litoszférában található gallium fő részét alumínium ásványok tartalmazzák. A bauxit és a nefelin galliumtartalma 0,002 és 0,01% között van. Megnövekedett galliumkoncentráció figyelhető meg a szfaleritekben (0,01-0,02%), a kőszénben (a germániummal együtt), valamint egyes vasércekben is. A gallium ipari felhasználása még nem terjedt el. Az alumíniumgyártás során a gallium melléktermék előállításának lehetséges mértéke még mindig jelentősen meghaladja a fém iránti keresletet.

A gallium legígéretesebb alkalmazása kémiai vegyületek, például GaAs, GaP, GaSb formájában van, amelyek félvezető tulajdonságokkal rendelkeznek. Használhatók magas hőmérsékletű egyenirányítókban és tranzisztorokban, napelemekben és egyéb olyan eszközökben, ahol a blokkolórétegben a fotoelektromos hatás alkalmazható, valamint infravörös sugárzás vevőkben. A galliumból nagy fényvisszaverő képességű optikai tükrök készíthetők. Az orvostudományban használt ultraibolya sugárzást sugárzó lámpák katódjaként higany helyett alumíniumötvözetet javasoltak galliummal. Javasoljuk, hogy folyékony galliumot és ötvözeteit használják magas hőmérsékletű hőmérők (600-1300 ° C) és nyomásmérők gyártásához. Érdekes a gallium és ötvözeteinek folyékony hűtőközegként való felhasználása erősáramú atomreaktorokban (ezt hátráltatja a gallium aktív kölcsönhatása üzemi hőmérsékleten a szerkezeti anyagokkal; az eutektikus Ga-Zn-Sn ötvözet kevésbé korrozív hatású, mint a tiszta gallium).

1879-ben Lars Nilsson svéd vegyész felfedezte a szkandiumot, amelyet Mengyelejev Eb ecaboronnak jósolt. Nilsson ezt írta: „Nem kétséges, hogy az ecaboront a skandiumban fedezték fel... Ez egyértelműen megerősíti az orosz kémikus megfontolásait, amelyek nemcsak a szkandium és gallium létezésének előrejelzését tették lehetővé, hanem a legfontosabbak előrejelzését is ingatlanokat előre.” A skandiumot Nilsson szülőföldjének, Skandináviának a tiszteletére nevezték el, és a gadolinit komplex ásványában fedezte fel, amelynek összetétele Be 2 (Y, Sc) 2 FeO 2 (SiO 4) 2. A földkéreg (clarke) átlagos szkandiumtartalma 2,2-10-3 tömegszázalék. A kőzetekben a szkandiumtartalom változó: ultrabázisos kőzetekben 5-10-4, bázikus kőzetekben 2,4-10-3, köztes kőzetekben 2,5-10-4, gránitokban és szienitekben 3,10-4; üledékes kőzetekben (1-1,3).10-4. A szkandium magmás, hidrotermális és szupergén (felszíni) folyamatok eredményeként koncentrálódik a földkéregben. A Scandium két saját ásványa ismert – a tortveitit és a szterrettit; rendkívül ritkák. A Scandium puha fém, tiszta állapotában könnyen megmunkálható - kovácsolható, hengerelhető, sajtolt. A szkandium felhasználási köre nagyon korlátozott. A szkandium-oxidot nagy sebességű számítógépek memóriaelemeinek ferriteinek előállítására használják. A radioaktív 46Sc-t a neutronaktivációs elemzésben és az orvostudományban használják. A kis sűrűségű és magas olvadáspontú szkandiumötvözetek ígéretesek szerkezeti anyagokként a rakéta- és repülőgépgyártásban, és számos szkandiumvegyületet alkalmazhatnak foszforok, oxidkatódok, üveg- és kerámiagyártásban, vegyiparban (katalizátorként) és más területeken. 1886-ban a freiburgi bányászati ​​akadémia professzora, Clemens Winkler német kémikus az Ag 8 GeS 6 összetételű ritka ásványi argirodit elemzése közben egy másik elemet fedezett fel, amelyet Mengyelejev jósolt. Winkler az általa felfedezett elemet germánium Ge-nek nevezte el hazája tiszteletére, de ez valamiért éles ellenérzéseket váltott ki egyes vegyészekből. Winklert nacionalizmussal kezdték vádolni, azzal, hogy kisajátította Mengyelejev felfedezését, aki már az „ekasilicium” nevet és az Es szimbólumot adta az elemnek. Winkler elcsüggedve magához Dmitrij Ivanovicshoz fordult tanácsért. Kifejtette, hogy az új elem felfedezőjének kell nevet adnia. A földkéreg teljes germániumtartalma 7,10-4 tömegszázalék, azaz több, mint például az antimon, ezüst, bizmut. A germánium saját ásványai azonban rendkívül ritkák. Szinte mindegyik szulfosó: germanit Cu2 (Cu, Fe, Ge, Zn)2 (S, As)4, argirodit Ag8GeS6, konfieldit Ag8(Sn, Ce) S6 stb. A germánium zöme nagy mennyiségben szóródik a földkéreg kőzetei és ásványai: színesfémek szulfidos érceiben, vasércekben, egyes oxidásványokban (kromit, magnetit, rutil stb.), gránitokban, diabázokban és bazaltokban. Ezenkívül a germánium szinte minden szilikátban jelen van, egyes szén- és olajlelőhelyekben. A germánium a modern félvezető technológia egyik legértékesebb anyaga. Diódák, triódák, kristálydetektorok és teljesítmény-egyenirányítók készítésére használják. A monokristályos germániumot olyan dozimetriai műszerekben és eszközökben is használják, amelyek állandó és váltakozó mágneses mezők erősségét mérik. A germánium fontos alkalmazási területe az infravörös technológia, különösen a 8-14 mikronos tartományban működő infravörös sugárzás detektorok gyártása. Sok germániumot tartalmazó ötvözet, GeO2 alapú üvegek és egyéb germániumvegyületek ígéretesek a gyakorlati felhasználásra.

Mengyelejev nem tudta megjósolni a nemesgázok egy csoportjának létezését, és eleinte nem találtak helyet a periódusos rendszerben.

W. Ramsay és J. Rayleigh angol tudósok 1894-ben az argon Ar felfedezése azonnal heves vitákat és kételyeket váltott ki a periódusos törvénnyel és az elemek periódusos rendszerével kapcsolatban. Mengyelejev kezdetben az argont a nitrogén allotróp módosulatának tekintette, és csak 1900-ban, változhatatlan tények nyomása alatt értett egyet a kémiai elemek egy „nulla” csoportjával a periódusos rendszerben, amelyet az argon után felfedezett más nemesgázok foglaltak el. Ma ez a csoport VIIIA néven ismert.

1905-ben Mengyelejev ezt írta: „Úgy látszik, a jövő nem fenyegeti pusztítással az időszakos törvényt, csak felépítményeket és fejlesztést ígér, bár oroszként engem is el akartak törölni, különösen a németeket.”

A Periodikus Törvény felfedezése felgyorsította a kémia fejlődését és új kémiai elemek felfedezését.

A líceumi vizsga, amelyen az öreg Derzhavin megáldotta a fiatal Puskint. A mérő szerepét történetesen Yu.F. Fritzsche akadémikus, a szerves kémia híres szakembere játszotta. Kandidátusi tézis D.I. Mengyelejev 1855-ben végzett a Főpedagógiai Intézetben. Az "Izomorfizmus a kristályforma és a összetétel más kapcsolataival kapcsolatban" című dolgozata lett az első jelentős tudományos...

Főleg a folyadékok kapillárisának és felületi feszültségének kérdésében, szabadidejét fiatal orosz tudósok körében töltötte: S.P. Botkina, I.M. Sechenova, I.A. Vyshnegradsky, A.P. Borodin és mások 1861-ben Mengyelejev visszatért Szentpétervárra, ahol újra tanított a szerves kémiáról az egyetemen, és kiadta az akkoriban figyelemre méltó tankönyvet: "Szerves kémia" címmel.

Periodikus törvény-ben fedezték fel a kémia alaptörvényét 1869 év DI. Mengyelejev. Akkoriban az atomot még oszthatatlannak tekintették, belső szerkezetéről semmit sem tudtak.

Atomtömegek(Akkor - atomsúlyok) és az elemek kémiai tulajdonságait vették alapul Periodikus törvény D.I. Mengyelejev. DI. Mengyelejev az akkor ismert 63 elemet atomtömegük növekvő sorrendjébe rendezve megkapta természetes (természetes) kémiai elemek sorozata, ahol megjegyezte a kémiai tulajdonságok periodikus ismételhetőségét. Például egy tipikus nemfém fluor F elemekben ismétlődik klór Cl, bróm Br, jód I, egy tipikus fém tulajdonságai lítium-lítium az elemeknél nátrium-NaÉs kálium K stb.

Egyes elemek esetében D.I. Mengyelejev nem fedezett fel kémiai analógokat (in alumínium AlÉs szilícium Si, például), tekintettel arra, hogy akkoriban még nem ismertek ilyen analógokat. A táblázatban ezeket szánták üres terek, De időszakos ismétlés alapján tudós megjósolta kémiai tulajdonságaikat). Miután felfedezte a jóslat megfelelő elemeit D.I. Mengyelejev teljesen megerősítette (alumínium analógja - gallium Ga, a szilícium analógja - germánium Ge).

A periodikus törvény D.I. Mengyelejevet a következőképpen mutatjuk be: az egyszerű testek tulajdonságai, valamint az elemek vegyületeinek formái és tulajdonságai periodikusan függenek az elemek atomsúlyától.

A periódusos törvény modern megfogalmazása, D.I. Mengyelejev így hangzik: az elemek tulajdonságai periodikusan függenek a sorozatszámtól.

Periodikus törvény D.I. Mengyelejev lett a tudósok létrehozásának alapja Kémiai elemek periódusos rendszere. Bemutatják 7 időszakok és 8 csoportokban.

Időszakok a táblázat vízszintes sorait nevezzük, amelyek kicsire és nagyra vannak osztva. 2 elem (1. periódus) vagy 8 elem (2., 3. periódus) van kis periódusokban, és nagy periódusokban 18 elem (4., 5. periódus) vagy 32 elem (6. periódus) van, a 7. periódus befejezetlen marad. Minden időszak tipikus fémmel kezdődik-tól tipikus nemfém- és nemesgázban végződik.

Csoportokban az elemeket függőleges oszlopoknak nevezzük. Minden csoportot két alcsoport képvisel - fő-És oldal. Az alcsoport olyan elemek halmaza, amelyek teljes kémiai analógok; gyakran egy alcsoport elemei rendelkeznek a csoportszámnak megfelelő legmagasabb oxidációs állapottal. Például a legmagasabb oxidációs állapot (+ II) az alcsoport elemeinek felel meg berilliumÉs cink(II. csoport fő és másodlagos alcsoportjai), valamint az alcsoport elemei nitrogénÉs vanádium(V csoport) a legmagasabb oxidációs állapotnak (+ V) felel meg.

A fő alcsoportok elemeinek kémiai tulajdonságai a nemfémestől a fémig változhatnak (az V. csoport fő alcsoportjában a nitrogén nem fém, a bizmut pedig fém) - széles tartományban. Az oldalsó alcsoportok elemeinek tulajdonságai megváltoznak, de nem olyan drámaian; például a IV. csoport másodlagos csoportjának elemei - cirkónium, titán, hafnium– tulajdonságaikban nagyon hasonlóak (főleg cirkóniumÉs hafnium).

A periódusos rendszerben az I. csoportban (Li – Fr), II (Mg – Ra)és III (In, Tl) tipikus fémek találhatók. A nemfémek a VII. csoportban találhatók (F – At), VI (O-Te), V (N–As), IV (C, Si)és III (B). A főcsoportok néhány eleme ( Be, Al, Ge, Sb, Po), valamint az oldalcsoportok számos eleme fémes és nemfémes tulajdonságokat is mutathat. Ezt a jelenséget az ún amfoteritás.

Egyes főcsoportokhoz csoportokat használnak Új nevek: VIII (He – Rn) – nemesgázok, VII (F – At) – halogének, IV (O – Ro) – kalkogéneket, II (Ca – Ra) – alkáliföldfémek, én (Li – Fr) – alkálifémek.

A periódusos rendszer D.I. által javasolt formája. Mengyelejevet nevezték el rövid időszak, vagy klasszikus. A modern kémiában egyre gyakrabban használnak egy másik formát - hosszú időszak, amelyben az összes periódus - kicsik és nagyok - hosszú sorokban meghosszabbodik, egy alkálifémtől kezdve és egy nemesgázzal végződve.

Periodikus törvény D.I. Mengyelejev és az elemek periódusos rendszere D.I. Mengyelejev a modern kémia alapja lett.

weboldalon, az anyag teljes vagy részleges másolásakor a forrásra mutató hivatkozás szükséges.

A tizenkilencedik század során számos terület erőteljes reformáción ment keresztül, beleértve a kémiát is. Az 1869-ben megfogalmazott periodikus elmélet az egyszerű anyagok periódusos rendszerben elfoglalt helyzete függésének egységes megértéséhez vezetett, amely megállapította a kapcsolatot az elem relatív atomtömege, vegyértéke és tulajdonságai között.

A kémia Mengyelejev előtti időszaka

Valamivel korábban, a 19. század elején ismételten próbálkoztak a rendszerezéssel. Döbereiner német kémikus végezte az első komolyabb rendszerezési munkát a kémia területén. Megállapította, hogy számos hasonló anyag tulajdonságaik szerint csoportokba - triádokba - kombinálható.

A német tudós elképzeléseinek tévedése

A Döbereiner-triádok bemutatott törvényének lényegét az határozta meg, hogy a kívánt anyag atomtömege közel van a triádtábla utolsó két eleme atomtömegeinek feléhez (átlagértékéhez).

A magnézium hiánya azonban a kalcium, a stroncium és a bárium egyetlen alcsoportjában téves volt.

Ez a megközelítés a hasonló anyagok hármas szövetségekre való mesterséges korlátozásának a következménye. Döbereiner világosan látta a hasonlóságot a foszfor és az arzén, a bizmut és az antimon kémiai paramétereiben. Mindazonáltal a triászok megtalálására szorítkozott. Ennek eredményeként nem tudott eljutni a kémiai elemek helyes osztályozására.

Döbereinernek bizonyosan nem sikerült a létező elemeket triádokra bontania, és a törvény egyértelműen jelezte az egyszerű kémiai anyagok és tulajdonságai közötti kapcsolat meglétét.

A kémiai elemek rendszerezésének folyamata

Minden későbbi rendszerezési kísérlet az elemek atomtömegük szerinti eloszlásán alapult. Ezt követően Döbereiner hipotézisét más vegyészek is alkalmazták. Megjelent a triádok, tetradok és pentadok kialakulása (három, négy és öt elemből álló csoportokba egyesülve).

A tizenkilencedik század második felében több mű jelent meg egyszerre, amelyek alapján Dmitrij Ivanovics Mengyelejev a kémiát a kémiai elemek teljes rendszerezéséhez vezette. Mengyelejev periodikus rendszerének eltérő felépítése az egyszerű anyagok eloszlási mechanizmusának forradalmi megértéséhez és nyilvánvalóvá tételéhez vezetett.

Mengyelejev elemi periódusos rendszere

Az orosz vegyésztársadalom 1869 tavaszi ülésén felolvasták D. I. Mengyelejev orosz tudós közleményét a kémiai elemek periodikus törvényének felfedezéséről.

1870 novemberében megmutatta kollégáinak „Az elemek természetes rendszere és felhasználása a fel nem fedezett elemek minőségének jelzésében” című kiegészítést. Ebben a munkában D. I. Mengyelejev használta először a „periodikus törvény” kifejezést. Mengyelejev elemrendszere a periodikus törvényen alapulva meghatározta a fel nem fedezett egyszerű anyagok létezésének lehetőségét, és egyértelműen jelezte azok tulajdonságait.

Helyesbítések és pontosítások

Ennek eredményeként 1971-re véglegesítették és kiegészítették a periodikus törvényt és Mengyelejev periodikus elemrendszerét.

Az utolsó cikkben „A kémiai elemek periodikus törvénye” a tudós meghatározta a periodikus törvény definícióját, amely kimondja, hogy az egyszerű testek jellemzőit, a vegyületek tulajdonságait, valamint az általuk alkotott összetett testeket egy közvetlen test határozza meg. atomsúlyuk szerinti kapcsolat.

Valamivel később, 1872-ben Mengyelejev periodikus rendszerének szerkezetét átszervezték a klasszikus formába (rövid periódusú elosztási módszer).

Elődeivel ellentétben az orosz kémikus teljesen összeállított egy táblázatot, és bevezette a kémiai elemek atomsúlyának szabályszerűségeinek fogalmát.

A Mengyelejev-féle periodikus rendszer elemeinek jellemzői és a származtatott minták lehetővé tették a tudós számára, hogy leírja a még fel nem fedezett elemek tulajdonságait. Mengyelejev arra a tényre támaszkodott, hogy az egyes anyagok tulajdonságai két szomszédos elem jellemzői alapján határozhatók meg. Ezt "csillagszabálynak" nevezte. Lényege, hogy a kémiai elemek táblázatában a kiválasztott elem tulajdonságainak meghatározásához vízszintesen és függőlegesen kell navigálni a kémiai elemek táblázatában.

Mengyelejev periodikus rendszere képes előre jelezni...

Az elemek periódusos rendszerét pontossága és hűsége ellenére a tudományos közösség nem ismerte el teljesen. Néhány nagy világhírű tudós nyíltan nevetségessé tette egy fel nem fedezett elem tulajdonságainak előrejelzésének lehetőségét. Csak 1885-ben, a megjósolt elemek - az eka-alumínium, az eka-bór és az eca-szilícium (gallium, szkandium és germánium) - felfedezése után ismerték el Mengyelejev új osztályozási rendszerét és a periodikus törvényt a kémia elméleti alapjaként. .

A huszadik század elején Mengyelejev periódusos rendszerének szerkezetét többször módosították. Az új tudományos adatok megszerzése során D. I. Mengyelejev és kollégája, U. Ramsay arra a következtetésre jutott, hogy szükség van egy nulla csoport bevezetésére. Inert gázokat tartalmazott (hélium, neon, argon, kripton, xenon és radon).

Ezerkilencszáztizenegyben F. Soddy javaslatot tett arra, hogy a táblázat egyik cellájába helyezzenek el megkülönböztethetetlen kémiai elemeket - izotópokat.

A hosszú és gondos munka során Mengyelejev kémiai elemek periódusos rendszere végül véglegessé vált, és modern megjelenést kapott. Nyolc csoportból és hét periódusból állt. A csoportok függőleges oszlopok, a pontok vízszintesek. A csoportok alcsoportokra vannak osztva.

Egy elem helye a táblázatban jelzi vegyértékét, nettó elektronjait és kémiai jellemzőit. Mint később kiderült, a táblázat kidolgozása során D. I. Mengyelejev felfedezte egy elem elektronszámának véletlenszerű egybeesését annak atomszámával.

Ez a tény tovább egyszerűsítette az egyszerű anyagok kölcsönhatásának és az összetettek képződésének elvének megértését. És az ellenkező irányú folyamat is. Elméletileg elérhetővé vált a kapott anyagmennyiség, valamint a kémiai reakció lezajlásához szükséges mennyiség kiszámítása.

Mengyelejev felfedezésének szerepe a modern tudományban

Mengyelejev rendszere és a kémiai elemek rendezésének megközelítése előre meghatározta a kémia további fejlődését. A kémiai állandók kapcsolatának helyes megértésének és az elemzésnek köszönhetően Mengyelejev képes volt helyesen elrendezni és csoportosítani az elemeket tulajdonságaik szerint.

Az új elemtáblázat lehetővé teszi az adatok egyértelmű és pontos kiszámítását a kémiai reakció megkezdése előtt, az új elemek és tulajdonságaik előrejelzését.

Az orosz tudós felfedezése közvetlen hatással volt a tudomány és a technológia további fejlődésére. Nincs olyan technológiai terület, amely ne tartalmazna kémiai ismereteket. Talán, ha nem történt volna ilyen felfedezés, civilizációnk más fejlődési utat járt volna be.

: ahogy a híres orosz kémikus, N. D. Zelinsky képletesen megjegyezte, a periódusos törvény „a világegyetem összes atomja kölcsönös kapcsolatának felfedezése volt”.

Történet

A kémiai elemek természetes osztályozásának és rendszerezésének alapjainak keresése már jóval a Periodikus Törvény felfedezése előtt megkezdődött. Az ezen a területen elsőként dolgozó természettudósok nehézségeit a kísérleti adatok hiánya okozta: a 19. század elején még csekély volt az ismert kémiai elemek száma, az atomtömegek elfogadott értékei. sok elem helytelen volt.

Döbereiner triászok és az első elemrendszerek

A 19. század 60-as éveinek elején számos olyan mű jelent meg, amelyek közvetlenül megelőzték a periódusos törvényt.

Chancourtois spirál

Newlands oktávok

Newlands Table (1866)

Nem sokkal de Chancourtois spirálja után John Newlands angol tudós kísérletet tett az elemek kémiai tulajdonságainak atomtömegükkel való összehasonlítására. Az elemeket az atomtömeg növekedésének sorrendjében rendezve Newlands észrevette, hogy minden nyolcadik elem között hasonlóságok mutatkoznak a tulajdonságokban. Newlands a talált mintát az oktávok törvényének nevezte a zenei skála hét hangközének analógiájára. Táblázatában a kémiai elemeket hét elemből álló függőleges csoportokba rendezte, és egyúttal azt is felfedezte, hogy (egyes elemek sorrendjének kis változásával) a hasonló kémiai tulajdonságokkal rendelkező elemek ugyanarra a vízszintes vonalra kerültek.

Természetesen John Newlands volt az első, aki a növekvő atomtömegek sorrendjében elrendezett elemek sorozatát adta meg, a kémiai elemekhez a megfelelő rendszámot rendelte, és észrevette e sorrend és az elemek fizikai-kémiai tulajdonságai közötti szisztematikus kapcsolatot. Azt írta, hogy egy ilyen sorrendben olyan elemek tulajdonságai ismétlődnek, amelyek ekvivalens súlya (tömege) 7 egységgel, vagy 7 többszörösével tér el, vagyis mintha a sorrendben a nyolcadik elem ismétli meg a tulajdonságokat. az első hangja, mint a zenében a nyolcadik hang ismétlődik először. Newlands megpróbálta egyetemes jelleget adni ennek a függőségnek, amely valójában a könnyű elemeknél jelentkezik. Táblázatában a hasonló elemek vízszintes sorokban helyezkedtek el, de ugyanabban a sorban gyakran voltak tulajdonságaiban teljesen eltérő elemek. Ezenkívül Newlands kénytelen volt két elemet elhelyezni néhány cellában; végül az asztalon nem volt üres ülőhely; Ennek eredményeként az oktávok törvényét rendkívüli szkepticizmussal fogadták.

Odling és Meyer asztalok

A periodikus törvény megnyilvánulásai az elektronaffinitási energiával kapcsolatban

Az atomok elektronaffinitási energiáinak periodicitását természetesen ugyanazok a tényezők magyarázzák, amelyeket már az ionizációs potenciálok tárgyalásakor is feljegyeztünk (lásd az elektronaffinitási energia definícióját).

Ezek rendelkeznek a legnagyobb elektronaffinitással p-a VII. csoport elemei. A legalacsonyabb elektronaffinitás az s² ( , , ) és s²p 6 ( , ) konfigurációjú vagy félig töltött atomokra vonatkozik. p-pályák ( , , ):

Az elektronegativitásra vonatkozó periodikus törvény megnyilvánulásai

Szigorúan véve egy elemhez nem lehet állandó elektronegativitást rendelni. Az atom elektronegativitása számos tényezőtől függ, különösen az atom vegyértékállapotától, a formális oxidációs állapottól, a koordinációs számtól, a molekuláris rendszerben az atom környezetét alkotó ligandumok természetétől és néhány mástól. A közelmúltban egyre gyakrabban használják az úgynevezett orbitális elektronegativitást az elektronegativitás jellemzésére, attól függően, hogy a kötés kialakulásában részt vevő atomi pálya milyen típusú, és milyen elektronpopulációval rendelkezik, vagyis attól, hogy az atompályát elfoglalja-e egy magányos elektronpár, Egyedül egy párosítatlan elektron foglalja el, vagy üres. Az elektronegativitás értelmezésének és meghatározásának ismert nehézségei ellenére azonban mindig szükséges a kötések természetének kvalitatív leírásához és előrejelzéséhez egy molekuláris rendszerben, beleértve a kötési energiát, az elektronikus töltéseloszlást és az ionosság mértékét, az erőállandót stb.

Az atomi elektronegativitás periodicitása a periodikus törvény fontos összetevője, és könnyen megmagyarázható az elektronegativitás értékek változhatatlan, bár nem teljesen egyértelmű függése alapján az ionizációs energiák és az elektronaffinitások megfelelő értékétől.

Az időszakokban általános tendencia figyelhető meg az elektronegativitás növekedésére, az alcsoportokban pedig csökkenésre. A legkisebb elektronegativitás az I. csoport s-elemeinél, a legmagasabb a VII. csoport p-elemeinél.

A periódusos törvény megnyilvánulásai az atom- és ionsugárral kapcsolatban

Rizs. 4 Az atomok pályasugarának függése az elem rendszámától.

Az atomok és ionok méretváltozásának periodikus jellege régóta ismert. A nehézség itt az, hogy az elektronikus mozgás hullámtermészetéből adódóan az atomoknak nincs szigorúan meghatározott mérete. Mivel az izolált atomok abszolút méretének (sugarának) közvetlen meghatározása lehetetlen, ebben az esetben gyakran használják tapasztalati értékeiket. Ezeket kristályokban és szabad molekulákban mért magközi távolságokból nyerik, minden egyes magközi távolságot két részre osztva, és az egyiket az első (a megfelelő kémiai kötéssel összekapcsolt kettő közül) atom sugarával, a másikat pedig az atom sugarával egyenlővé téve. a második atom. Ez az elválasztás különféle tényezőket vesz figyelembe, beleértve a kémiai kötés természetét, a két kötött atom oxidációs állapotát, mindegyikük koordinációjának jellegét stb. Ily módon az úgynevezett fémes, kovalens, ionos és van der Waals sugarakat kapjuk. A Van der Waals sugarakat a nem kötött atomok sugarának kell tekinteni; magok közötti távolságban találhatók szilárd vagy folyékony anyagokban, ahol az atomok közel vannak egymáshoz (például a szilárd argon atomjai vagy a szilárd nitrogénben lévő két szomszédos N2-molekula atomjai), de semmilyen kémiai kötéssel nem kapcsolódnak egymáshoz.

De nyilvánvalóan az izolált atom effektív méretének legjobb leírása a külső elektronok töltéssűrűségének fő maximumának elméletileg számított helyzete (távolsága az atommagtól). Ez az atom úgynevezett pályasugara. A pálya atomsugár értékeinek változásának periodikussága az elem rendszámától függően meglehetősen világosan megnyilvánul (lásd 4. ábra), és itt a fő pontok az alkáli atomoknak megfelelő, nagyon markáns maximumok jelenléte. fémek, és ugyanazok a minimumok, amelyek megfelelnek a nemesgázoknak. A pálya atomi sugarainak csökkenése az alkálifémről a megfelelő (legközelebbi) nemesgázra való átmenet során, a - sorozat kivételével, nem monoton jellegű, különösen átmeneti elemek (fémek) családok esetén. ) és lantanidok vagy aktinidák jelennek meg az alkálifém és a nemesgáz között. Hosszú ideig a családokban d-És f- elemeknél a sugarak kevésbé éles csökkenése figyelhető meg, mivel a pályák elektronokkal való feltöltése a pre-külső rétegben történik. Az elemek alcsoportjaiban az azonos típusú atomok és ionok sugara általában nő.

A periodikus törvény megnyilvánulásai az atomizációs energiával kapcsolatban

Hangsúlyozni kell, hogy egy elem oxidációs állapota, mint formai jellemző, nem ad képet sem ezen elem atomjainak effektív töltéséről a vegyületben, sem az atomok vegyértékéről, bár az oxidációs állapot gyakran formális vegyértéknek nevezik. Sok elem nem egy, hanem több különböző oxidációs állapotot képes felmutatni. Például a klór esetében az összes oxidációs állapot -1 és +7 között ismert, bár a párosak nagyon instabilok, a mangán esetében pedig +2 és +7 között. Az oxidációs állapot legmagasabb értékei periodikusan változnak az elem rendszámától függően, de ez a periodicitás összetett. A legegyszerűbb esetben az alkálifémtől a nemesgázig terjedő elemek sorozatában a legmagasabb oxidációs állapot +1-ről (F) +8-ra (O4) nő. Más esetekben a nemesgáz legmagasabb oxidációs foka kisebb (+4 F 4), mint az előző halogéné (+7 O 4 −). Ezért a legmagasabb oxidációs állapotnak az elem rendszámától való periodikus függésének görbéjén a maximumok vagy a nemesgázra, vagy az azt megelőző halogénre esnek (a minimumok mindig az alkálifémre). Kivételt képez a - sorozat, amelyben sem a halogén (), sem a nemesgáz () esetében általában nem ismert a magas oxidációs állapot, és a sorozat középső tagja, a nitrogén rendelkezik a legmagasabb oxidációs fokozattal; ezért a sorozatban - a legmagasabb oxidációs állapot változása maximumon megy át. Általánosságban elmondható, hogy az alkálifémből halogénné vagy nemesgázsá váló elemek sorozatában a legmagasabb oxidációs állapot növekedése nem monoton történik, elsősorban az átmeneti fémek magas oxidációs állapotának megnyilvánulása miatt. Például a sorozat legmagasabb oxidációs állapotának növekedését - +1-ről +8-ra "bonyolítja" az a tény, hogy az olyan magas oxidációs állapotok, mint a +6 (O 3), +7 (2 O 7), + ismert molibdén, technécium és ruténium 8(O4).

A periodikus törvény megnyilvánulásai az oxidációs potenciállal kapcsolatban

Az egyszerű anyagok egyik nagyon fontos jellemzője az oxidációs potenciál, amely tükrözi az egyszerű anyag alapvető képességét, hogy kölcsönhatásba lépjen a vizes oldatokkal, valamint a redox tulajdonságait. Az egyszerű anyagok oxidációs potenciáljának változása az elem rendszámától függően szintén periodikus. De szem előtt kell tartani, hogy egy egyszerű anyag oxidációs potenciálját különféle tényezők befolyásolják, amelyeket néha egyedileg kell figyelembe venni. Ezért az oxidációs potenciál változásának periodicitását nagyon körültekintően kell értelmezni.

/Na+(aq)	/Mg 2+ (vizes)	/Al 3+ (aq)
2,71V	2,37V	1,66V
/K + (aq)	/Ca 2+ (aq)	/Sc 3+ (aq)
2,93V	2,87V	2,08V

Az egyszerű anyagok oxidációs potenciáljának változásában bizonyos specifikus szekvenciák kimutathatók. Különösen a fémek sorozatában a lúgosról az őket követő elemekre való átmenet során az oxidációs potenciál csökkenése következik be (+ (aq) stb. - hidratált kation):

Ez könnyen megmagyarázható az atomok ionizációs energiájának növekedésével az eltávolított vegyértékelektronok számának növekedésével. Ezért az egyszerű anyagok oxidációs potenciáljának az elem rendszámától való függésének görbéjén az alkálifémeknek megfelelő maximumok vannak. De nem ez az egyetlen oka annak, hogy az egyszerű anyagok oxidációs potenciálja megváltozik.

Belső és másodlagos periodicitás

s- És r-elemek

Az atomok ionizációs energiája, az atomok elektronaffinitási energiája, az elektronegativitás, az atom- és ionsugár, az egyszerű anyagok porlasztási energiája, az oxidációs állapot, az egyszerű anyagok oxidációs potenciáljai az atomtól függően változásának általános tendenciái Az elem számát fentebb tárgyaltuk. E tendenciák alaposabb vizsgálatával megállapítható, hogy az elemek tulajdonságainak változásának mintázatai periódusokban és csoportokban sokkal összetettebbek. Az elemek tulajdonságainak egy perióduson keresztüli változásának természetében a belső periodicitás nyilvánul meg, egy csoportban pedig a másodlagos periodicitás (E.V. Biron fedezte fel 1915-ben).

Így az I. csoport s-eleméből áttérve r-a VIII. csoport elemének belső maximumai és minimumai vannak az atomi ionizációs energiagörbén és a sugaruk változásának görbéjén (lásd 1., 2., 4. ábra).

Ez azt jelzi, hogy ezeknek az ingatlanoknak az időszak alatti változása belsőleg periodikus volt. A feljegyzett minták magyarázata a magárnyékolás fogalmával adható meg.

Az atommag árnyékoló hatása a belső rétegek elektronjainak köszönhető, amelyek az atommag árnyékolásával gyengítik a külső elektron vonzását. Így a berillium 4-ről a bór 5-re való áttéréskor a magtöltés növekedése ellenére az atomok ionizációs energiája csökken:

Rizs. 5 A berillium utolsó szintjei, 9,32 eV (balra) és bór, 8,29 eV (jobbra)

Ez azzal magyarázható, hogy a maghoz való vonzódás 2p-a bór atom elektronja gyengül a szűrőhatás miatt 2s-elektronok.

Nyilvánvaló, hogy a mag árnyékolása a belső elektronikus rétegek számának növekedésével növekszik. Ezért alcsoportokban s- És r-elemek esetén az atomok ionizációs energiája csökken (lásd 1. ábra).

Az ionizációs energia csökkenése 7 N nitrogénről 8 O oxigénre (lásd 1. ábra) az azonos pályán lévő két elektron kölcsönös taszításával magyarázható:

Rizs. 6 Az utolsó nitrogénszintek szerkezeti vázlata, 14,53 eV (balra) és oxigén, 13,62 eV (jobbra)

A szűrés és az elektronok egy pályáról való kölcsönös taszításának hatása is megmagyarázza az atomi sugarak periódus alatti változásának belsőleg periodikus jellegét (lásd 4. ábra).

Rizs. 7 A külső p-pályák atomjai sugarának másodlagos periodikus függése a rendszámtól

Rizs. 8 Az atomok első ionizációs energiájának másodlagos periodikus függése a rendszámtól

Rizs. 9 Az elektronsűrűség radiális eloszlása ​​a nátriumatomban

A tulajdonságok változásának jellegében s- És r-elemek az alcsoportokban, egyértelműen megfigyelhető a másodlagos periodicitás (7. ábra). Ennek magyarázatára az elektronok atommagba való behatolásának gondolatát használják. A 9. ábrán látható módon bármely orbitális elektron egy bizonyos ideig az atommaghoz közeli tartományban helyezkedik el. Más szóval, a külső elektronok a belső elektronok rétegein keresztül hatolnak be az atommagba. Amint a 9. ábrán látható, külső 3 s- a nátriumatom elektronja nagyon nagy valószínűséggel az atommag közelében, a belső tartományban helyezkedik el. TO- És L-elektronikus rétegek.

Az elektronsűrűség-koncentráció (az elektronpenetráció mértéke) ugyanazon a főkvantumszámon a legnagyobb s-elektron, kevesebb - for r-elektron, még kevésbé - számára d-elektron stb. Például n = 3 esetén a penetráció mértéke csökken a 3-as sorozatban s>3p>3d(lásd 10. ábra).

Rizs. 10 Az elektron távolságból való megtalálásának valószínűségének sugárirányú eloszlása ​​(elektronsűrűség). r a magból

Nyilvánvaló, hogy a penetrációs hatás növeli a külső elektronok és az atommag közötti kötés erősségét. A mélyebb behatolás miatt s-az elektronok nagyobb mértékben védik az atommagot, mint r-elektronok, és az utóbbiak erősebbek, mint d-elektronok stb.

Az atommagba való elektronpenetráció ötletével vegyük figyelembe a szén alcsoportba tartozó elemek atomjainak sugarában bekövetkezett változás természetét. A - - - - sorozatban általános tendencia figyelhető meg az atomsugár növekedésére (lásd 4., 7. ábra). Ez a növekedés azonban nem monoton. Amikor Si-ből Ge-be megy, külső r- az elektronok áthatolnak egy tíz 3-as képernyőn d-elektronokat és ezáltal megerősíti a kötést az atommaggal és összenyomja az atom elektronhéját. Méretcsökkentés 6 p- a Pb pályái az 5-höz képest r Az orbitális Sn a 6-os penetrációnak köszönhető p-elektronok dupla képernyő alatt tíz 5 d-elektronok és tizennégy 4 f-elektronok. Ez magyarázza a C-Pb sorozat atomjainak ionizációs energiájának változásának nem-monotonitását és a Pb értékének nagyobb értékét az Sn atomhoz képest (lásd 1. ábra).

d- Elemek

Az atomok külső rétegében d-elemek (kivéve ) 1-2 elektron van ( ns-állami). A fennmaradó vegyértékelektronok (n-1) d-állapotban, azaz a pre-külső rétegben.

Az atomok elektronikus héjának ez a szerkezete meghatároz néhány általános tulajdonságot d-elemek. Így atomjaikat az első ionizációs energia viszonylag alacsony értéke jellemzi. Amint az 1. ábrán látható, az atomok ionizációs energiájában bekövetkezett változás természete a sorozat időtartama alatt d-az elemek simábbak, mint egy sorban s- És p-elemek. Amikor elköltözik d-csoport eleme a III d- a II. csoportba tartozó elemnél az ionizációs energia értékei nem monoton módon változnak. Így a görbe metszetében (1. ábra) két olyan terület látható, amelyek megfelelnek az atomok ionizációs energiájának, amelyben a d-egy és két elektron pályái. Töltés 3 d-pályák egy-egy elektron végén (3d 5 4s 2), amit a 4s 2 konfiguráció relatív stabilitásának enyhe növekedése jellemez a 4s 2 elektronok behatolása miatt a 3d 5 konfiguráció képernyője alatt. A legmagasabb ionizációs energia értéke (3d 10 4s 2), ami összhangban van a 3 teljes teljesítésével d-alréteg és az elektronpár stabilizálása a képernyő alatti behatolás miatt 3 d 10 - konfigurációk.

Alcsoportokban d-elemek, az atomok ionizációs energia értéke általában nő. Ez az elektronmagba való behatolás hatásával magyarázható. Szóval, ha te d-a 4. periódus elemei külső 4 s- az elektronok behatolnak a képernyő alá 3 d-elektronok, akkor a 6. periódus elemeinek külső 6-ja van s-az elektronok már behatolnak a dupla képernyő alá 5 d- és 4 f-elektronok. Például:

22 Ti…3d 2 4s 2	I = 6,82 eV
40 Zr …3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2	I = 6,84 eV
72 Hf… 4d 10 4f 14 5s 2 5p 6 5d 2 6s 2	I = 7,5 eV

Ezért d-a 6. periódus elemei külső b s Az elektronok erősebben kötődnek az atommaghoz, ezért az atomok ionizációs energiája nagyobb, mint az atommag d-a 4. periódus elemei.

Atomméretek d-az elemek az atomméretek közti köztesek s- És p-egy adott időszak elemei. Az atomjaik sugarának változása az időszak alatt simább, mint a s- És p-elemek.

Alcsoportokban d-elemek esetén az atomsugár általában nő. Fontos megjegyezni a következő jellemzőt: az atomi és ionos sugarak növekedése az alcsoportokban d-elemek főként a 4. elemből az 5. periódus elemébe való átmenetnek felelnek meg. Az atomok megfelelő sugarai d-az alcsoport 5. és 6. periódusának elemei megközelítőleg megegyeznek. Ez azzal magyarázható, hogy az 5. periódusról a 6. periódusra való átmenet során az elektronikus rétegek számának növekedése miatti sugárnövekedés kompenzálódik. f- az elektronokkal való feltöltődés okozta kompresszió 4 f-alréteg f-a 6. időszak elemei. Ebben az esetben f-kompressziót hívják lantanid. A külső rétegek hasonló elektronikus konfigurációival és megközelítőleg azonos méretű atomokkal és ionokkal d-e részcsoport 5. és 6. periódusának elemeit a tulajdonságok sajátos hasonlósága jellemzi.

A skandium alcsoport elemei nem engedelmeskednek a leírt mintáknak. Ezt az alcsoportot a szomszédos alcsoportokra jellemző mintázatok jellemzik s-elemek.

A periodikus törvény a kémiai szisztematika alapja

Lásd még

Megjegyzések

Irodalom

1. Akhmetov N. S. A szervetlen kémia aktuális kérdései. - M.: Oktatás, 1991. - 224 old. - ISBN 5-09-002630-0
2. Korolkov D. V. A szervetlen kémia alapjai. - M.: Nevelés, 1982. - 271 p.
3. Mengyelejev D. I. A kémia alapjai, 2. köt. M.: Goskhimizdat, 1947. 389. o.
4. Mengyelejev D.I.// Brockhaus és Efron enciklopédikus szótára: 86 kötetben (82 kötet és 4 további kötet). - Szentpétervár. , 1890-1907.

Előző cikk: Mekkora a fénysebesség Következő cikk: Harmonikus rezgések Az oszcillációs frekvencia fizikai képlete