A kémiai elemek, valamint az általuk képződött anyagok tulajdonságai időszakosan függenek az atommag töltésétől. Kémiai elemek periódusos rendszere

NAK NEK 19 közepe században több mint hat évtizede ismert kémiai elemek. Tudósok különböző országok Minden módon elkezdték összehasonlítani tulajdonságaikat, és kitalálni, hogy össze lehet-e gyűjteni a kémiával kapcsolatos összes információt egy koherens rendszerbe.

Dmitrij Ivanovics Mengyelejev orosz kémikus az akkoriban ismert összes elemet a növekvő atomtömegek sorrendjébe rendezte, és felfedezte, hogy ebben a sorozatban bizonyos időközönként Kémiai tulajdonságok anyagok ismétlődnek. 1869-ben Mengyelejev ezt fogalmazta meg: Periodikus törvény:

Tulajdonságok egyszerű testek, valamint az elemek vegyületeinek formái és tulajdonságai periodikusan függenek az elemek atomtömegétől.

Először is szükség lenne az „atomsúlyok” kifejezésre ebben a kifejezésben atomtömegek. Másodszor pedig még egy fontos körülményt kell figyelembe venni. A tény az, hogy atomtömeg- nem a legjobb fontos jellemzője atom, ráadásul túlságosan is attól függ izotóp összetétel . Végül Egy elem esetében az atomtömeg az izotóptömegek átlagértéke figyelembe véve tartalmukat a természeti elemben. Ezért, ha alaposan megnézzük, az elemek periódusos rendszerében számos olyan esetet találhatunk, amikor egy nagyobb atomtömegű elem megelőzi könnyebb szomszédját (pl. nikkel Ni elöl állva kobalt Co, A tellúr Te- előre jód én).

A kémiai elemeket ebben a sorrendben rendezve D.I. Mengyelejevet ők irányították kémiai tulajdonságok- vagyis bizonyos vegyületek képzésének képessége. A kémiai tulajdonságok pedig az elektronok számától és az elektronfelhők atom körüli elhelyezkedésétől függenek. Ezért fontosabb, mint az atomtömeg jellemző tulajdonság az atom szolgál atom szám, nekünk is ad díj kernelek, és az elektronok száma az atompályákon!

Egy elem esetében az atomszám ugyanolyan átfogó jellemző, mint egy személy ujjlenyomata.

A periódusos törvény modern megfogalmazása a következő:

A kémiai elemek és vegyületeik tulajdonságai periodikusan sorozatszámtól (atomszámtól) függnek.

A periódusos törvény alapján Mengyelejev megalkotta Periódusos táblázat kémiai elemek, amelyben minden cella, amelybe egy vegyi személy van írva, megfelel az elem bizonyos koordinátáinak - csoportja számának és a periódus számának.

Csoportok kombinálni az elemeket egymással azonos szerkezetű külső vegyértékszint. BAN BEN időszakokban elemek sorait gyűjtik össze, amelyek mindegyike ugyanazt a külső elektronikus szintet tölti ki.

Által koordináták eleme a periódusos rendszerben, akkor nemcsak pontosan meghatározhatja az elektronikus héj szerkezetét, hanem megjósolhatja kémiai tulajdonságait is. Ez az ismeretlen előrejelzésének képessége vezette a Periodikus Törvényt és alkotóját a világméretű diadalra. Így volt.

A periódusos rendszer kidolgozásakor Mengyelejev üres cellákat hagyott - helyeket a kémiai elemek számára, amelyeket még nem fedeztek fel. Ugyanakkor Dmitrij Ivanovics a táblázatban lévő elemek helyzete alapján részletesen leírta az ismeretlen elemek tulajdonságait, és még előzetes neveket is adott nekik: ekabor, ecasiliconÉs ekaalumínium. Jó néhány év telt el, és a periódusos rendszer alkotójának ragyogó előrelátása beigazolódott: az elemeket felfedezték skandiumSc, germánium GeÉs galliumGa. Minden tulajdonságuk pontosan egybeesett a Mengyelejev által megjósolt tulajdonságokkal.

D. I. Mengyelejev periodikus törvénye.

A kémiai elemek tulajdonságai, így az általuk alkotott egyszerű és összetett testek tulajdonságai periodikusan függnek az atomtömeg nagyságától.

Fizikai jelentés időszakos törvény.

A periódusos törvény fizikai jelentése az elemek tulajdonságainak periodikus változásában rejlik, az atomok periodikusan ismétlődő e-edik héja következtében, az n következetes növekedésével.

D. I. Mengyelejev PZ modern megfogalmazása.

A kémiai elemek tulajdonságai, valamint az általuk képződött egyszerű vagy összetett anyagok tulajdonságai időszakosan függenek atomjaik atommagjainak töltésének nagyságától.

Elemek periódusos rendszere.

A periódusos rendszer a kémiai elemek osztályozási rendszere, amely a periodikus törvény alapján jött létre. A periódusos rendszer kapcsolatokat hoz létre a kémiai elemek között, tükrözve azok hasonlóságait és különbségeit.

Periódusos rendszer (kétféle: rövid és hosszú) elemek.

Az elemek periódusos rendszere az elemek periódusos rendszerének grafikus ábrázolása, 7 periódusból és 8 csoportból áll.

10. kérdés

Elemek atomjainak elektronhéjainak periodikus rendszere és szerkezete.

Később kiderült, hogy nem csak egy elem sorozatszámának van mélysége fizikai jelentése, de más korábban tárgyalt fogalmak is fokozatosan fizikai jelentést nyertek. Például a csoportszám, amely az elem legmagasabb vegyértékét jelzi, így felfedi, hogy egy adott elem atomjában hány elektron vehet részt a képződésben. kémiai kötés.

A periódusszám viszont összefüggésben van egy adott periódusú elem atomjának elektronhéjában jelen lévő energiaszintek számával.

Így például az ón Sn „koordinátái” (50-es sorszám, 5. periódus, IV. csoport fő alcsoportja) azt jelentik, hogy egy ónatomban 50 elektron van, ezek 5 energiaszinten oszlanak el, mindössze 4 elektron vegyérték. .

Rendkívül fontos a különböző kategóriák alcsoportjaiban található elemek megtalálásának fizikai jelentése. Kiderült, hogy az I. kategóriájú alcsoportokba tartozó elemeknél a következő (utolsó) elektron található s-alszint külső szint. Ezek az elemek az elektronikai családba tartoznak. A II. kategória alcsoportjaiban elhelyezkedő elemek atomjainál a következő elektron található p-alszint külső szint. Ezek a „p” elektroncsalád elemei Így az ónatomok következő 50. elektronja a külső, azaz az 5. energiaszint p-alszintjén helyezkedik el.

A III. kategóriájú alcsoportok elemeinek atomjainál a következő elektron található d-alszint, de már külső szinten ezek a „d” elektronikai család elemei. A lantanid és aktinid atomokban a következő elektron az f-alszinten, a külső szint előtt található. Ezek az elektronikus család elemei "f".

Nem véletlen tehát, hogy e 4 kategória fentebb említett alcsoportjainak száma, azaz 2-6-10-14, egybeesik az s-p-d-f alszintek maximális elektronszámával.

De kiderül, hogy meg lehet oldani az elektronhéj kitöltésének sorrendjét, és levezetni bármely elem atomjának elektronképletét a periódusos rendszer alapján, amely kellő egyértelműséggel jelzi az egyes elemek szintjét és alszintjét. egymást követő elektron. A periódusos rendszer jelzi az elemek egymás utáni periódusokba, csoportokba, alcsoportokba való elhelyezkedését és elektronjainak szint- és alszintek közötti megoszlását is, mert minden elemnek megvan a sajátja, amely az utolsó elektronját jellemzi. Példaként nézzük meg egy elektronikus képlet összeállítását a cirkónium (Zr) elem atomjára. A periodikus rendszer ennek az elemnek a mutatóit és „koordinátáit” adja meg: 40. sorszám, 5. periódus, IV. csoport, másodlagos alcsoport Első következtetések: a) összesen 40 elektron van, b) ez a 40 elektron öt energiaszinten oszlik el. c) 40 elektronból csak 4 vegyérték, d) a következő 40. elektron a külső, azaz negyedik energiaszint előtt lépett be a d-alszintre, a cirkóniumot megelőző 39 elem mindegyikére vonatkozóan is hasonló következtetéseket vonhatunk le, csak az indikátorok ill a koordináták minden alkalommal eltérőek lesznek.

Az elemek és vegyületeik kémiai tulajdonságainak változási mintái periódusonként és csoportonként

Soroljuk fel a tulajdonságok pontokon belül megjelenő változási mintáit:

— fémes tulajdonságok csökken;

— a nem fémes tulajdonságok javulnak;

- az elemek oxidációs foka magasabb oxidok$+1$-ról $+7$-ra nő ($+8$ $Os$ és $Ru$ esetén);

- az elemek oxidációs foka az illékony anyagokban hidrogénvegyületek-4$-ról -1$-ra nő;

— a bázikustól az amfoterig terjedő oxidok helyettesítése savas oxidok;

- a lúgokból az amfoterekig terjedő hidroxidokat savakkal helyettesítik.

D.I. Mengyelejev 1869 dollárban levonta a következtetést – megfogalmazta a periódusos törvényt, amely így hangzik:

A kémiai elemek és az általuk képződött anyagok tulajdonságai periodikusan függnek az elemek relatív atomtömegétől.

Mengyelejev a kémiai elemek relatív atomtömegük alapján történő rendszerezésével fókuszált nagy figyelmet az elemek és az általuk alkotott anyagok tulajdonságait is, a hasonló tulajdonságú elemeket függőleges oszlopokba - csoportokba osztva.

Néha, megsértve az általa azonosított mintát, Mengyelejev többet tett nehéz elemek Val vel kisebb értékeket relatív atomtömegek. Például a kobaltot írta a táblázatába a nikkel előtt, a tellúrt a jód előtt, és amikor inert (nemes) gázokat fedeztek fel, az argont a kálium elé. Mengyelejev azért tartotta szükségesnek ezt az elrendezési sorrendet, mert ellenkező esetben ezek az elemek olyan elemcsoportokba esnének, amelyek tulajdonságaiban nem hasonlóak tőlük, különösen az alkálifém-kálium az inert gázok csoportjába, az inert gáz az argon pedig az inert gázok csoportjába. alkálifémek.

D. I. Mengyelejev nem tudta megmagyarázni ezeket a kivételeket Általános szabály, nem tudta megmagyarázni az elemek és az általuk képződött anyagok tulajdonságainak periodicitásának okát. Előre látta azonban, hogy ez az ok benne van összetett szerkezet atom, belső szerkezet amelyet akkoriban nem tanulmányoztak.

Vminek megfelelően modern ötletek az atom szerkezetéről a kémiai elemek osztályozásának alapja a töltéseik atommagok, és a periodikus törvény modern megfogalmazása a következő:

A kémiai elemek és az általuk képződött anyagok tulajdonságai periodikusan függnek az atommagjuk töltésétől.

Az elemek tulajdonságaiban bekövetkezett változások periodicitása az atomjaik külső energiaszintjének szerkezetében bekövetkező periodikus ismétlődéssel magyarázható. Ez az energiaszintek száma teljes szám a rajtuk elhelyezkedő elektronok és a külső szinten lévő elektronok száma a Periodikus Rendszerben elfogadott szimbolikát tükrözi, azaz. feltárja a periódusszám fizikai jelentését, a csoportszámot és sorozatszám elem.

Az atom szerkezete lehetővé teszi az elemek fémes és nemfémes tulajdonságainak periódusonkénti és csoportonkénti változásának okainak magyarázatát.

A periodikus törvény és a kémiai elemek periódusos rendszere, D. I. Mendeleev, összefoglalja a kémiai elemekről és az általuk képzett anyagokról szóló információkat, és megmagyarázza a tulajdonságaik változásának periodikusságát és az azonos csoportba tartozó elemek tulajdonságainak hasonlóságának okát. Ez a kettő a legfontosabb értékeket A periódusos törvényt és a periódusos rendszert még egy dolog egészíti ki, ez pedig az előrejelzés képessége, pl. tulajdonságok előrejelzése, leírása és új kémiai elemek felfedezésének módjai.

Az I±III csoport főbb alcsoportjaiba tartozó fémek általános jellemzői a D. I. Mengyelejev kémiai elemeinek periódusos rendszerében elfoglalt helyükkel és atomjaik szerkezeti jellemzőivel kapcsolatban

Vegyi elemek - fémek

A legtöbb kémiai elem a fémek közé tartozik – 92 dollár a 114 dolláros ismert elemből.

Minden fém, kivéve a higanyt, normál állapotában - szilárd anyagokés számos közös tulajdonságuk van.

Fémek- Ezek olyan képlékeny, műanyag, viszkózus anyagok, amelyek fémes fényűek, és képesek hő és elektromos áram vezetésére.

A fémelemek atomjai a külső (és néhányat a külső) elektronrétegből adnak fel elektronokat, pozitív ionokká alakulva.

A fématomok ezt a tulajdonságát, mint tudják, az a tény határozza meg, hogy viszonylag nagy sugarúak és kevés elektronjuk van (többnyire 1 és 3 dollár között) külső réteg).

Az egyetlen kivétel a 6 dolláros fémek: a germánium, az ón és az ólomatomok a külső rétegen 4 dollár elektront tartalmaznak, az antimon és a bizmut atomok 5 dollárt, a polónium atomok pedig 6 dollárt.

A fématomokat kis elektronegativitási érték jellemzi (0,7 USD és 1,9 USD között), és kizárólag helyreállító tulajdonságok, azaz elektronok adományozásának képessége.

Már tudja, hogy D. I. Mengyelejev kémiai elemeinek periódusos rendszerében a fémek a bór-asztatin átló alatt és felette találhatók oldali alcsoportokÓ. A periódusokban és a fő alcsoportokban az elemek fémes változásának, így az elemek atomjainak redukáló tulajdonságainak mintázatai ismertek.

A bór-asztatin átló közelében elhelyezkedő kémiai elemek ($Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb$) kettős tulajdonsággal rendelkeznek: egyes vegyületeikben fémként viselkednek, másokban nemfémek tulajdonságait mutatják.

A másodlagos alcsoportokban a fémek redukáló tulajdonságai leggyakrabban az atomszám növekedésével csökkennek.

Ez azzal magyarázható, hogy a kapcsolat erőssége vegyérték elektronok ezen fémek atomjainak magjával nagyobb mértékben A nukleáris töltés nagysága befolyásolja, nem az atom sugara. A nukleáris töltés jelentősen megnő, és az elektronok vonzása az atommaghoz növekszik. Ebben az esetben, bár az atomsugár növekszik, nem olyan jelentős, mint a fő alcsoportok fémeinél.

A kémiai elemek - fémek - által alkotott egyszerű anyagok és az összetett fémtartalmú anyagok játszanak létfontosságú szerepet a Föld ásványi és szerves „életében”. Elég megjegyezni, hogy a fémelemek atomjai (ionjai) azok szerves része olyan vegyületek, amelyek meghatározzák az anyagcserét az emberi szervezetben és az állatokban. Például 76 dollárnyi elemet találtak az emberi vérben, amelyből csak 14 dollár nem fém. Az emberi szervezetben néhány elemek - fémek(kalcium, kálium, nátrium, magnézium) vannak jelen Nagy mennyiségű, azaz vannak makroelemek.És olyan fémek, mint a króm, mangán, vas, kobalt, réz, cink, molibdén vannak jelen kis mennyiségben, azaz Ez mikroelemek.

Az I-III csoportok fő alcsoportjaiba tartozó fémek szerkezetének jellemzői.

Alkáli fémek- ezek fémek fő alcsoport I. csoport. A külső energiaszinten lévő atomjaiknak egy-egy elektronja van. Az alkálifémek erős redukálószerek. Helyreállító képességük és kémiai tevékenység növekszik az elem növekvő sorszámával (azaz fentről lefelé haladva). periódusos táblázat). Mindegyik rendelkezik elektronikus vezetőképességgel. Az alkálifém atomok közötti kötés erőssége az elem atomszámának növekedésével csökken. Olvadáspontjuk és forráspontjuk is csökken. Az alkálifémek kölcsönhatásba lépnek sok egyszerű anyaggal - oxidálószerrel. Vízzel reagálva vízoldható bázisokat (lúgokat) képeznek.

Az alkáliföldfémek a II. csoport fő alcsoportjának elemei. Ezen elemek atomjai két elektront tartalmaznak a külső energiaszinten. Redukálószerek, és oxidációs állapotuk $+2$. Ebben a fő alcsoportban általános minták A fizikai és kémiai tulajdonságokban bekövetkező változások során, amelyek egy csoportban lévő atomok méretének felülről lefelé történő növekedésével járnak, az atomok közötti kémiai kötés is gyengül. Az ion méretének növekedésével az oxidok és hidroxidok savas tulajdonságai gyengülnek, a bázikusoké pedig nő.

A III. csoport fő alcsoportja a bór, alumínium, gallium, indium és tallium elemekből áll. Minden elem $p$-elem. A külső energiaszinten három $(s^2p^1)$ elektronjuk van, ami megmagyarázza a tulajdonságok hasonlóságát. Oxidációs állapot $+3$. Egy csoporton belül a magtöltés növekedésével a fémes tulajdonságok nőnek. A bór nem fémes elem, míg az alumínium már fémes tulajdonságokkal rendelkezik. Minden elem oxidokat és hidroxidot képez.

Az átmeneti elemek - réz, cink, króm, vas - jellemzői a D. I. Mengyelejev kémiai elemeinek periódusos rendszerében elfoglalt helyzetük és atomjaik szerkezeti jellemzői szerint

A legtöbb fémelem a periódusos rendszer másodlagos csoportjaiban található.

A negyedik periódusban egy negyedik elektronréteg jelenik meg a kálium- és kalciumatomokban, és a $4s$ alszint kitöltődik, mivel alacsonyabb energiájú, mint a $3d$ alszint. A $K, Ca a fő alcsoportokba tartozó s$-elemek. A $Sc$ és $Zn$ közötti atomok esetében a $3d$ alszint tele van elektronokkal.

Nézzük meg, milyen erők hatnak egy elektronra, amely a magtöltés növekedésével az atomhoz adódik. Egyrészt az atommag vonzása, ami arra kényszeríti az elektront, hogy a legalacsonyabb szabadenergia-szintet foglalja el. Másrészt a már meglévő elektronok taszítása. Amikor $8$ elektronok vannak az energiaszinten (a $s-$ és a $p-$ pályák foglaltak), összességében olyan erős a taszító hatásuk, hogy a következő elektron a magasabb $s-$ pályára kerül, nem pedig energiaszint alacsonyabb, mint a $d-$pálya következő szint. A kálium külső energiaszintjének elektronszerkezete $...3d^(0)4s^1$, a kalciumé pedig $...3d^(0)4s^2$.

Az ezt követő további egy elektron hozzáadása a szkandiumhoz a $3d$ pálya feltöltődésének kezdetéhez vezet a még magasabb energiájú $4p$ pályák helyett. Ez energetikailag kedvezőbbnek bizonyul. A $3d$ pálya kitöltése cinkben végződik, aminek van elektronikus szerkezet$1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(10)4s^2$. Meg kell jegyezni, hogy a réz és a króm elemek az elektronok „meghibásodásának” jelenségét mutatják. A rézatomban a tizedik $d$ elektron a harmadik $3d$ alszintre mozog.

A réz elektronikus képlete $...3d^(10)4s^1$. A negyedik energiaszinten ($s$-pálya) lévő krómatomnak $2$ elektronokkal kell rendelkeznie. A két elektron közül az egyik azonban a harmadik energiaszintre, egy kitöltetlen $d$-pályára lép, elektronképlete $...3d^(5)4s^1$.

Így ellentétben a fő alcsoportok elemeivel, ahol a külső szint atomi pályái fokozatosan elektronokkal töltődnek fel, az utolsó előtti energiaszint $d$-pályái a másodlagos alcsoportok elemeiben töltődnek ki. Innen a név: $d$-elemek.

Minden egyszerű anyagok, elemek alkotják a periódusos rendszer alcsoportjai a fémek. Köszönet több atomi pályák, mint a fő alcsoportok fémelemei, a $d$ elemek atomjai alkotnak nagy szám kémiai kötéseket alakítanak ki egymás között, és ezért erősebbek kristályrács. Mechanikailag és hővel szemben is erősebb. Ezért a másodlagos alcsoportok fémei a legerősebbek és a legtűzállóbbak az összes fém között.

Ismeretes, hogy ha egy atomnak háromnál több vegyértékelektronja van, akkor az elem mutatkozik változó vegyérték. Ez a legtöbb $d$ elemre vonatkozik. Maximális vegyértékük, akárcsak a fő alcsoportok elemeinek, megegyezik a csoportszámmal (bár vannak kivételek). Elemek egyenlő számú vegyértékelektronok ugyanazon $(Fe, Co, Ni)$ szám alatt szerepelnek a csoportban.

$d$-elemeknél balról jobbra haladva oxidjaik és hidroxidjaik tulajdonságai egy perióduson belül megváltoznak, azaz. vegyértékük növekedésével származik alapvető tulajdonságok amfoteren keresztül savasig. Például a krómnak $+2, +3, +6$ vegyértékei vannak; és oxidjai: $CrO$ - bázikus, $Cr_(2)O_3$ - amfoter, $CrO_3$ - savas.

A IV±VII csoportok fő alcsoportjaiba tartozó nemfémek általános jellemzői a D. I. Mengyelejev kémiai elemeinek periódusos rendszerében elfoglalt helyükkel és atomjaik szerkezeti jellemzőivel kapcsolatban

Vegyi elemek - nem fémek

A legelső tudományos osztályozás a kémiai elemeket fémekre és nemfémekre osztották. Ez a besorolás a mai napig nem vesztette el jelentőségét.

Nemfémek- ezek olyan kémiai elemek, amelyek atomjait az jellemzi, hogy képesek elektronokat fogadni a külső réteg befejeződése előtt, mivel általában négy vagy több elektron van jelen a külső elektronrétegen, és az atomok sugara kicsi a külső réteghez képest. fém atomok.

Ez a meghatározás elhagyja az elemeket VIII csoport fő alcsoport - inert vagy nemes gázok, amelyek atomjai teljes külső elektronréteggel rendelkeznek. Ezen elemek atomjainak elektronikus konfigurációja olyan, hogy nem sorolhatók sem fémek, sem nem fémek közé. Ezek azok a tárgyak, amelyek az elemeket fémekre és nemfémekre osztják, és határhelyzetet foglalnak el közöttük. Az inert vagy nemes gázokat (a „nemesség” tehetetlenségben fejeződik ki) néha nem fémek közé sorolják, de formálisan a fizikai jelek. Ezek az anyagok megmaradnak gáz halmazállapotú egészen nagyon alacsony hőmérsékletek. Tehát a hélium nem megy bele folyékony halmazállapot$t°= -268,9 °С$-nál.

Tehetetlenség be vegyileg mert ezek az elemek relatív. A xenon és a kripton esetében ismertek a fluort és oxigént tartalmazó vegyületek: $KrF_2, XeF_2, XeF_4$ stb. Kétségtelen, hogy ezen vegyületek képződésében az inert gázok redukálószerként működtek.

A nemfémek definíciójából az következik, hogy atomjaikat az jellemzi magas értékeket elektronegativitás. 2 dollár és 4 dollár között változik. A nemfémek a fő alcsoportok elemei, főleg a $p$-elemek, a hidrogén kivételével, egy s-elem.

Az összes nemfémes elem (a hidrogén kivételével) a D. I. Mengyelejev kémiai elemek periódusos rendszerének jobb felső sarkát foglalja el, és egy háromszöget alkot, amelynek csúcsa a fluor $F$, az alap pedig a $B - At$ átló. .

Különös figyelmet kell azonban fordítani a hidrogén periódusos rendszerbeli kettős helyzetére: a fő alcsoportokban az I. ill. VII csoportok. Ez nem véletlen. Egyrészt a hidrogénatomnak az alkálifém atomokhoz hasonlóan egy elektronja van a külső (és egyetlen) elektronrétegén ( elektronikus konfiguráció$1s^1$), amelyet képes átadni, redukálószer tulajdonságait mutatva.

A legtöbb vegyületben a hidrogén, az alkálifémekhez hasonlóan, $+1$ oxidációs állapotot mutat. De egy elektron elvesztése hidrogénatommal nehezebb, mint az alkálifém atomoké. Másrészt a hidrogénatomnak, akárcsak a halogénatomoknak, hiányzik egy elektronja a külső elektronréteg befejezése előtt, így a hidrogénatom egy elektront tud befogadni, ami oxidálószer tulajdonságait és a halogénre jellemző oxidációs állapotot mutatja - $ 1 $ hidridekben (fémvegyületek, hasonlóak a halogénekkel rendelkező fémekhez - halogenidek). De egy elektron hozzáadása egy hidrogénatomhoz nehezebb, mint a halogénekhez.

Az elemek atomjainak tulajdonságai - nemfémek

A nemfém atomok túlnyomórészt oxidáló tulajdonságokkal rendelkeznek, pl. elektronok hozzáadásának képessége. Ezt a képességet az elektronegativitás értéke jellemzi, amely természetesen periódusonként és alcsoportonként változik.

A fluor a legtöbb erős oxidálószer, atomjai a kémiai reakciókban nem képesek elektronokat adni, i.e. helyreállító tulajdonságokat mutatnak.

A külső elektronikus réteg konfigurálása.

Más nemfémek redukáló tulajdonságokat mutathatnak, bár sokkal nagyobb mértékben. gyenge fokozat fémekhez képest; periódusokban és alcsoportokban regenerációs képességük változó fordított sorrendben oxidatívhoz képest.

Vegyi elemek - nem fémek csak 16 $! Eléggé kevés, tekintve, hogy 114 dollárnyi elem ismert. Két nem fém elem a földkéreg tömegének 76%-át teszi ki. Ezek az oxigén (49% $) és a szilícium (27% $). A légkör az oxigén tömegének 0,03% $-át tartalmazza földkéreg. A nemfémek a növények tömegének 98,5% $-át, az emberi test tömegének 97,6% $-át teszik ki. A nemfémek a $C, H, O, N, S, P$ szerves anyagok, amelyek a legfontosabbak szerves anyagélő sejt: fehérjék, zsírok, szénhidrátok, nukleinsavak. A levegő, amit belélegzünk, egyszerű és összetett anyagok, szintén nemfémes elemekből (oxigén $O_2$, nitrogén $N_2$, szén-dioxid$СО_2$, vízgőz $Н_2О$ stb.).

A hidrogén az Univerzum fő eleme. Sok űrobjektumok(gázfelhők, csillagok, köztük a Nap) több mint fele hidrogénből áll. A Földön, beleértve a légkört, a hidroszférát és a litoszférát is, mindössze 0,88% $. De ez tömeg szerint van, és a hidrogén atomtömege nagyon kicsi. Ezért kis mennyisége csak látszólagos, és a Földön található minden 100 dolláros atomból 17 dollár hidrogénatom.

Periodikus törvény D.I. Mengyelejev - alaptörvény, létrehozása időszakos változás A kémiai elemek tulajdonságai az atommagok töltéseinek növekedésétől függően. Megnyitotta D.I. Mengyelejev 1869 márciusában, amikor összehasonlította az akkor ismert összes elem tulajdonságait és atomtömegük értékét. Mengyelejev először 1870 novemberében használta a „periódusos törvény” kifejezést, majd 1871 októberében adta meg a periódusos törvény végső megfogalmazását: „az egyszerű testek tulajdonságai, valamint az elemek vegyületeinek formái és tulajdonságai, tehát a tulajdonságai az általuk alkotott egyszerű és összetett testek periodikusan függenek atomsúlyuktól."

Hund szabálya: az azonos alszinthez tartozó atomi pályákat először egy elektronnal, majd második elektronnal töltik meg.

A Hund-szabályt a maximális multiplicitás elvének is nevezik, i.e. egy energia-alszintű elektronok spineinek lehetséges maximális párhuzamos iránya.

Egy szabad atomnak legfeljebb nyolc elektronja lehet a legmagasabb energiaszinten.

Az atom legmagasabb energiaszintjén (a külső elektronrétegben) elhelyezkedő elektronokat ún külső; Egy elem atomjában a külső elektronok száma soha nem több nyolcnál. Sok elem esetében a külső elektronok száma (a belső részszintekkel töltött) nagymértékben meghatározza azok kémiai tulajdonságait. Más elektronok esetében, amelyek atomjainak van egy kitöltetlen belső alszintje, például 3 d- Az olyan elemek atomjainak alszintje, mint az Sc, Ti, Cr, Mn stb., a kémiai tulajdonságok mind a belső, mind a külső elektronok számától függenek. Mindezeket az elektronokat nevezzük vegyérték; az atomok rövidített elektronikus képleteiben az atomváz szimbóluma, azaz a szögletes zárójelben lévő kifejezés után írják őket.

2.3. Periodikus törvény és elemek periódusos rendszere

A 20. század elején az atom szerkezetének felfedezésével megállapították, hogy az elemek tulajdonságaiban bekövetkező változások periodicitása meghatározott. nem atomsúly, hanem magtöltés, amely megegyezik az atomszámmal és az elektronok számával, amelyek eloszlása ​​egy elem atomjának elektronhéjain határozza meg annak kémiai tulajdonságait.

A Periodikus Törvény modern megfogalmazása így hangzik:

A periódusos rendszer továbbfejlesztése a táblázat üres celláinak kitöltésével jár, amelyekbe egyre több új elem került: természetes és mesterségesen nyert nemesgázok. radioaktív elemek. 2010-ben a 117-es elem szintézisével lezárult a periódusos rendszer hetedik periódusa. Azonban a probléma alsó határ A periódusos rendszer továbbra is az egyik legfontosabb a modern korban elméleti kémia

A periodikus törvény grafikus (táblázatos) kifejezése a Mengyelejev által kidolgozott periodikus elemrendszer .

Másoknál gyakoribb a periódusos rendszer három formája: „rövid” (rövid periódus), „hosszú” (hosszú periódus), „extra hosszú”.

A „szuperhosszú” változatban minden periódus pontosan egy sort foglal el. A „hosszú” változatban a lantanidokat és az aktinidákat eltávolítják általános táblázat, így kompaktabbá válik. A „rövid” felvételi formában ezen kívül a negyedik és az azt követő periódusok 2-2 sort foglalnak el.

Az elemek a Z (H, He, Li, Be...) alakban növekvő sorrendbe rendezve hét periódus.

Időszakokban az elemek tulajdonságai természetesen változnak az alkálifémekről nemesgázokká való átmenet során

D.I. periodikus törvénye alapján. Mengyelejev létrehozta a kémiai elemek periódusos rendszerét. A Mosle-törvény felfedezése kapcsán modern megfogalmazás Az időszakos törvény a következő: az elemek tulajdonságai, valamint vegyületeik formája és tulajdonságai periodikusan függnek atomjaik magjának töltésétől. A periódusos törvény és a periódusos rendszer kapcsolata, valamint az atomok szerkezete.

Így, fő jellemzője Egy atomnak nem az atomtömege, hanem a nagysága pozitív töltés kernelek. Ez általánosabb pontos specifikáció atom, tehát elem. Az Elem minden tulajdonsága és a periódusos rendszerben elfoglalt helyzete az atommag pozitív töltésének nagyságától függ. Így egy kémiai elem rendszáma numerikusan egybeesik atomja magjának töltésével. Az elemek periódusos rendszere az grafikus kép periodikus törvény, és tükrözi az elemek atomjainak szerkezetét. Az atomszerkezet elmélete megmagyarázza az elemek tulajdonságainak periodikus változásait. Az atommagok pozitív töltésének 1-ről 110-re való növekedése a külső energiaszint szerkezeti elemeinek periodikus ismétlődését eredményezi az atomokban. És mivel az elemek tulajdonságai főként a külső szinten lévő elektronok számától függenek; majd időszakosan megismétlik. Ez a periodikus törvény fizikai jelentése. Példaként tekintsük a periódusok első és utolsó elemének tulajdonságainak változását. A periódusos rendszer minden periódusa atomelemekkel kezdődik, amelyek a külső szinten egy s-elektronnal rendelkeznek (nem teljes külső szintek), és ezért hasonló tulajdonságokat mutatnak - könnyen feladják a vegyértékelektronokat, ami meghatározza fémes jellegüket.

A töltés alapelvei Atompályák elektronok. Pauli elve, Hund szabálya. Pauli elv: Az egynél több elektront tartalmazó atomoknak nem lehet 2 elektronja mind a 4 kvantumszám azonos értékével. Következmény: minden AO legfeljebb csak két elektront tartalmazhat antiparallel spinekkel.

A p, d és f alszintek több olyan pályából állnak, amelyek energiája azonos, ezért ezeket az alszinteket „degeneráltnak” nevezzük: a p alszint háromszoros degenerált, d ötszörös és f hétszeres. Az ilyen alszintű elektronok esetében a Hund-szabály érvényes.

Hund szabálya: az atom alap (gerjesztetlen) állapotában az np, nd és nf alszinteken mindig van maximális összeget párosítatlan elektronok (maximális párosítatlan spin).

Hund szabálya. A minimális energiájú konfiguráció rendelkezik maximális összegeket. spin.

A d- és f-alszintek kialakulásának sajátosságai. A minimális energia elve: az elektron állapotának meg kell felelnie az alapelvnek - a minimális energia elvének. Az energia adott: E= n+l. A minimális energia a maximális stabilitásnak felel meg. A külső szinten nem lehet több 8 elektronnál.

Klicskovszkij uralma: Az energia részszinteket a kvantumszámok növekvő összegének (n+l) megfelelően töltjük ki. Nál nél egyenlő értékeketösszegeket, először az alszintet töltik ki

kisebb n-nel.

A periódusos rendszer minden verziójában 7 periódusból áll, a periódusszám megfelel a fő kvantumszám külső energiaszint. Minden opcióban az s-, p-, d-, f- elemek külön oszlopai vannak kiemelve, pl. elemek, amelyek kitöltése folyamatban van

a megfelelő energia-alszint. Ezek az elemek blokkjai is hasonló kémiai tulajdonságokkal rendelkeznek. Minden változatban (és a félhosszúkban és a hosszúakban különösen egyértelműen) az „átlószabály” érvényes - a feltételes átló alatti összes elem fém, ill.

fent - nem fémek, és jobbról balra és felülről lefelé fokozódnak

fémes tulajdonságok.

Az atomok szerkezetére vonatkozó modern elképzeléseknek megfelelően az összes elemet 4 csoportra osztják, attól függően, hogy alapállapotban milyen pályáik vannak. a legnagyobb energia. Így kiemelkednek s-, p-, d-, f- elemeket.

A kémiai elemek periódusos rendszerének csoportja- növekvő nukleáris töltésű atomok sorozata, amelyek azonos elektronszerkezettel rendelkeznek.

A csoportszámot az atom külső héjában lévő elektronok száma határozza meg (valenciaelektronok), és általában az atom legmagasabb vegyértékének felel meg.

A periódusos rendszer rövid periódusú változatában a csoportokat alcsoportokra osztják - fő (vagy A alcsoport), az első és a második periódus elemeivel kezdve, és mellékhatások (B alcsoport), d-elemeket tartalmazó. Az alcsoportokat is a legalacsonyabb nukleáris töltésű elemről nevezik el (általában a második periódus eleme a fő alcsoportoknál, és a negyedik periódus eleme a másodlagos alcsoportoknál). Az azonos alcsoport elemei hasonló kémiai tulajdonságokkal rendelkeznek.

Ahogy az azonos csoportba tartozó elemek magjainak töltése az elektronhéjak számának növekedése miatt növekszik, a atomi sugarak, aminek következtében az elektronegativitás csökkenése, az elemek fémességének növekedése és nemfémes tulajdonságai gyengülnek, a redukciós tulajdonságok nőnek és gyengülnek oxidatív tulajdonságai az általuk alkotott anyagokat.

Hangerő tudományos információk, amellyel D.I. Mengyelejev rendszere működik, és amelyen

Elméletének fejlődése alapokon nyugszik, egyre szélesebbé válik. Sami a periódusos rendszer határai átvitt és szó szerinti értelemben is bővül. Mindez természetesen lehetővé teszi számunkra, hogy mélyebben és átfogóbban tanulmányozzuk a rendszer szerkezetének hátterében álló mintákat.

A kémiai elemek atomjainak tulajdonságaiban bekövetkezett változások periodikussága. Atomok és ionok sugarai. Változás az atomi és ionos sugarak időszakonként és csoportonként. A d- és f-kompresszió hatásai. Ionizációs potenciálok. Az ionizációs potenciálok értékeinek változása periódusonként és csoportonként. Elektronaffinitás. A kémiai elemek atomjainak elektronegativitásának fogalma. Az elemek atomjai elektronegativitási értékeinek változása periódusok és csoportok szerint.

A kémiai elemek atomjai tulajdonságainak periodikussága. Az elemek tulajdonságai az atom elektronhéjának szerkezetétől függően a periódusos rendszer periódusai és csoportjai szerint változnak. Mivel az analóg elemek sorozatában elektronikus szerkezetek csak hasonlóak, de nem azonosak, akkor a csoport egyik eleméről a másikra való áttéréskor számukra nem a tulajdonságok egyszerű ismétlődése, hanem többé-kevésbé egyértelműen kifejezett természetes változása. Kémiai természet Egy elem értékét az határozza meg, hogy az atom mennyire képes elektronokat veszíteni vagy nyerni. Ezt a képességet az ionizációs energiák és az elektronaffinitások értékei határozzák meg. Az ionizációs energia (Ei) az a minimális energiamennyiség, amely egy elektron absztrakciójához és teljes eltávolításához szükséges egy gázfázisú atomból T = 0 K hőmérsékleten anélkül, hogy a felszabaduló elektronra átkerülne. kinetikus energia egy atom pozitív töltésű ionná történő átalakulásával: E + Ei = E+ + e-

Az ionizációs energia pozitív mennyiség, és van legkisebb értékek az alkálifém atomokra, a legnagyobb pedig a nemes (inert) gázatomokra.

Az elektronaffinitás (Ee) az az energia, amely felszabadul vagy elnyelt, amikor egy elektront adunk egy atomhoz a gázfázisban T = 0-nál.

K egy atom negatív töltésű ionná történő átalakulásával anélkül, hogy kinetikai energiát adna át a részecske számára: E + e- = E- + Ee.

A halogének, különösen a fluor, rendelkeznek a legnagyobb elektronaffinitással (Ee = -328 kJ/mol).

Az Ei és Ee értékeit kilojoule per mólban (kJ/mol) vagy elektronvolt per atomban (eV) fejezzük ki. A kötött atom azon képességét, hogy a kémiai kötések elektronjait maga felé tolja, növelve ezzel az elektronsűrűséget maga körül elektronegativitásnak nevezzük. Ezt a fogalmat L. Pauling vezette be a tudományba . Elektronegativitás ÷ szimbólummal jelöljük és a vágyat jellemzi egy adott atomról az elektronok hozzáadásához, amikor kémiai kötést képeznek. Mert számszerűsítése÷ Számos különböző módszert javasoltak.

R. Maliken szerint elektronegativitás az atomot a szabad atomok ionizációs energiáinak és elektronaffinitásának fele összegével becsüljük meg ÷ = (Ee + Ei)/2

Legelterjedtebb ben oktatási irodalom kapott elektronegativitás skála, L. Pauling javasolta, amelynek használata javasolt. Ezen a skálán az elektronegativitást a következőképpen fejezzük ki relatív értékek. A lítium atom elektronegativitását hagyományosan a Pauling-skála mértékegységének tekintjük (÷ = 1,0), a fluoratomé pedig, amely a legnagyobb elektronvonzó képességgel rendelkezik, ÷ = 4,0. A kémiai elemek atomjainak elektronegativitási értékeit Pauling szerint a táblázat tartalmazza.

Az időszakokban általános tendencia figyelhető meg, hogy az ionizációs energia és az elektronegativitás az atommag növekvő töltésével csoportosan nő, ezek az értékek csökkennek az elem atomszámának növekedésével. Hangsúlyozni kell, hogy egy elem nem rendelhető hozzá állandó érték elektronegativitás, mivel számos tényezőtől függ, különösen az elem vegyértékállapotától, a vegyület típusától, amelyben szerepel, a szomszédos atomok számától és típusától.

Atomi és ionos sugarak. Az atomok és ionok méretét az elektronhéj mérete határozza meg. A kvantummechanikai fogalmak szerint elektronhéj nem rendelkezik szigorúan bizonyos határokat. Ezért egy szabad atom vagy ion sugarát úgy vehetjük fel, mint az elméletileg számított távolságot az atommagtól a külső elektronfelhők fő legnagyobb sűrűségének helyéig. Ezt a távolságot pályasugárnak nevezzük. A gyakorlatban általában a vegyületekben lévő atomok és ionok sugarait használják, amelyeket kísérleti adatok alapján számítanak ki. Ebben az esetben megkülönböztetik az atomok kovalens és fémes sugarát. Az atomi és ionos sugarak függése az elem atommagjának töltésétől periodikus. Időszakokban ahogy növekszik atomszám a sugarak csökkenni szoktak. A legnagyobb csökkenés a kis periódusú elemekre jellemző, mivel azok külső elektronikus szint. Nagy periódusokban d- és f-elemes családokban ez a változás kevésbé drasztikus, mivel bennük az elektronok feltöltése a külső előrétegben történik. Az alcsoportokban az azonos típusú atomok és ionok sugara általában nő.

A termokémia alapjai. Az entalpia fogalma. Izokór, izobár és izoterm folyamatok. Az entalpia változása kémiai reakció során. Kémiai reakció termikus hatása. Exo- és endoterm reakciók. Egy anyag képződésének standard entalpiája. Hess törvénye. A kémiai reakció entalpiájának és irányának változása.

A kémiai reakciók energia felszabadulásával vagy elnyelésével (általában hő formájában) mennek végbe. A hő felszabadulásával fellépő kémiai reakciókat ún hőtermelő , és a hő elnyelésével lejátszódó reakciók endoterm.

Például:

C + O2 CO2 + Q,

СaCO3 CaO + CO2 – Q.

A kémiai reakció eredményeként felszabaduló vagy elnyelt hőmennyiséget ún a reakció termikus hatása (Q).

A hőhatást kJ-ban vagy kcal-ban fejezzük ki

(1 kcal = 4,187 kJ). Exoterm reakcióknál Q > 0, endoterm reakcióknál Q< 0.

Egyenletek kémiai reakciók, amelyben egy reakció termikus hatása van felírva, termokémiai egyenleteknek nevezzük. A Q értéket az egyenlet jobb oldalán exoterm reakció esetén „+”, endoterm reakció esetén „–” jellel jelöljük. A termokémiai egyenletben a reaktánsok és reakciótermékek aggregált állapotát szokás feltüntetni, mert a reakció termikus hatása attól függ aggregáció állapotai reagáló anyagok. Különféle számítások végezhetők termokémiai egyenletekkel, mivel a reakció termikus hatása moláris mennyiségekre vonatkozik kiindulási anyagokés reakciótermékek. Is termokémiai egyenletek felírható az entalpiaváltozás nagyságával (H).

Entalpia– termodinamikai függvény, amely meghatározza teljes készlet a rendszer energiája (az anyag energiaállapota), beleértve a külső nyomás leküzdésére fordított energiát is. Q = –H. Az entalpia mérete J/mol.

Például:

C + O2 CO2 – H,