Lojëra

Periudha dhe kuptimi fizik i saj. Ligji periodik i DI Mendelejevit. Marrëdhënia e elementeve. Kuptimi fizik i periodicitetit kimik

Pasi studioi vetitë e elementeve të rregulluar në një seri vlerash në rritje të masave të tyre atomike, shkencëtari i madh rus D.I. Mendeleev në 1869 nxori ligjin e periodicitetit:

vetitë e elementeve, dhe për rrjedhojë vetitë e trupave të thjeshtë dhe kompleksë të formuar prej tyre, varen periodikisht nga vlera e peshave atomike të elementeve.

formulimi modern i ligjit periodik të Mendelejevit:

Vetitë e elementeve kimike, si dhe format dhe vetitë e përbërjeve të elementeve, varen periodikisht nga ngarkesa e bërthamave të tyre.

Numri i protoneve në bërthamë përcakton madhësinë e ngarkesës pozitive të bërthamës dhe, në përputhje me rrethanat, numrin rendor Z të elementit në sistemin periodik. Numri i përgjithshëm i protoneve dhe neutroneve quhet numri masiv A,është afërsisht e barabartë me vlerën e masës së bërthamës. Prandaj, numri i neutroneve (N) në kernel mund të gjendet me formulën:

N = A - Z.

Konfigurimi elektronik- formula për vendosjen e elektroneve në predha të ndryshme elektronike të atomeve të një elementi kimik

Ose molekulat.

17. Numrat kuantikë dhe rendi i mbushjes së niveleve të energjisë dhe orbitaleve në atome. Rregullat e Klechkovsky

Rendi i shpërndarjes së elektroneve mbi nivelet e energjisë dhe nënnivelet në shtresën e një atomi quhet konfigurimi i tij elektronik. Gjendja e çdo elektroni në një atom përcaktohet nga katër numra kuantikë:

1. Numri kuantik kryesor n në masën më të madhe karakterizon energjinë e një elektroni në një atom. n = 1, 2, 3… .. Elektroni ka energjinë më të vogël në n = 1, ndërsa është më afër bërthamës atomike.

2. Numri kuantik orbital (kolateral, azimutal) l përcakton formën e resë elektronike dhe, në një masë të vogël, energjinë e saj. Për secilën vlerë të numrit kuantik kryesor n, numri kuantik orbital mund të marrë zero dhe një numër vlerash të plota: l = 0 ... (n-1)

Gjendjet e një elektroni, të karakterizuara nga vlera të ndryshme të l, zakonisht quhen nënnivele të energjisë së një elektroni në një atom. Çdo nënnivel përcaktohet nga një shkronjë e caktuar, ajo korrespondon me një formë të caktuar të resë elektronike (orbitale).

3. Numri kuantik magnetik m l përcakton orientimet e mundshme të resë elektronike në hapësirë. Numri i orientimeve të tilla përcaktohet nga numri i vlerave që mund të marrë numri kuantik magnetik:

m l = -l, ... 0, ... + l

Numri i vlerave të tilla për një l të veçantë: 2l + 1

Prandaj: për s-elektronet: 2 · 0 + 1 = 1 (orbitalja sferike mund të orientohet vetëm në një mënyrë);

4. Numri kuantik spin m s o pasqyron praninë e momentit të lëvizjes së vetë elektronit.

Numri kuantik spin mund të ketë vetëm dy vlera: m s = +1/2 ose –1/2

Shpërndarja e elektroneve në atome me shumë elektrone ndodh në përputhje me tre parime:

Parimi Pauli

Një atom nuk mund të ketë elektrone që kanë të njëjtin grup të të katër numrave kuantikë.

2. Rregulli i Hundit(rregulli i tramvajit)

Në gjendjen më të qëndrueshme të një atomi, elektronet janë të vendosura brenda nënnivelit elektronik në mënyrë që rrotullimi i tyre total të jetë maksimal. Është e ngjashme me procedurën për mbushjen e sediljeve të dyfishta në një tramvaj bosh që ka ndalur - së pari, njerëzit që nuk janë të njohur me njëri-tjetrin ulen në ndenjëse të dyfishta (dhe elektronet janë në orbitale) një nga një, dhe vetëm kur dyfishi i zbrazët ndenjëset mbarojnë nga dy.

Parimi i energjisë minimale (Rregullat e V.M.Klechkovsky, 1954)

1) Me një rritje të ngarkesës së bërthamës atomike, mbushja sekuenciale e orbitaleve të elektroneve ndodh nga orbitalet me një vlerë më të ulët të shumës së numrave të kuintit kryesor dhe orbital (n + l) në orbitale me një vlerë të madhe të kësaj shume. .

2) Për të njëjtat vlera të shumës (n + l), mbushja e orbitaleve ndodh në mënyrë sekuenciale në drejtim të rritjes së vlerës së numrit kuantik kryesor.

18. Metodat e modelimit të lidhjeve kimike: metoda e lidhjes valente dhe metoda orbitale molekulare.

Metoda e lidhjes së valencës

Më e thjeshta është metoda e lidhjeve të valencës (BC), e propozuar në vitin 1916 nga fizikani dhe kimisti amerikan Lewis.

Metoda e lidhjes së valencës konsideron një lidhje kimike si rezultat i tërheqjes së bërthamave të dy atomeve në një ose më shumë çifte elektronike të zakonshme. Një lidhje e tillë me dy elektron dhe dy qendra, e lokalizuar midis dy atomeve, quhet kovalente.

Në parim, dy mekanizma për formimin e një lidhje kovalente janë të mundshme:

1. Çiftimi i elektroneve të dy atomeve nën kushtin e orientimit të kundërt të rrotullimeve të tyre;

2. Ndërveprimi dhurues-pranues, në të cilin një çift elektronik i gatshëm i njërit prej atomeve (dhuruesi) bëhet i zakonshëm në prani të një orbitale të lirë energjikisht të favorshme të një atomi tjetër (pranuesi).

Që në mësimet e para të kimisë, ju keni përdorur tabelën DI Mendeleev. Ajo tregon qartë se të gjithë elementët kimikë që formojnë substancat e botës përreth nesh janë të ndërlidhur dhe u binden ligjeve të zakonshme, domethënë ato përfaqësojnë një tërësi të vetme - një sistem elementësh kimikë. Prandaj, në shkencën moderne, tabela e DI Mendelejevit quhet Tabela Periodike e Elementeve Kimike.

Pse "periodike", e kuptoni gjithashtu, pasi modelet e përgjithshme në ndryshimin e vetive të atomeve, substancave të thjeshta dhe komplekse të formuara nga elementë kimikë, përsëriten në këtë sistem në intervale - periudha të caktuara. Disa nga këto modele, të paraqitura në tabelën 1, janë tashmë të njohura për ju.

Kështu, të gjithë elementët kimikë që ekzistojnë në botë i binden një Ligji Periodik të vetëm, objektivisht në natyrë, paraqitja grafike e të cilit është Tabela Periodike e Elementeve. Ky ligj dhe sistem janë emëruar sipas kimistit të madh rus DI Mendeleev.

DI Mendeleev arriti në zbulimin e Ligjit Periodik duke krahasuar vetitë dhe masat atomike relative të elementeve kimike. Për këtë, DI Mendeleev shkroi për çdo element kimik në kartë: simbolin e elementit, vlerën e masës atomike relative (në kohën e DI Mendeleev, kjo vlerë quhej pesha atomike), formulat dhe natyra e oksid dhe hidroksid më të lartë. Ai rregulloi 63 elemente kimike të njohura në atë kohë në një zinxhir në rendin rritës të masave të tyre atomike relative (Fig. 1) dhe analizoi këtë grup elementësh, duke u përpjekur të gjente modele të caktuara në të. Si rezultat i punës intensive krijuese, ai zbuloi se ka intervale në këtë zinxhir - periudha në të cilat vetitë e elementeve dhe substancave të formuara prej tyre ndryshojnë në mënyrë të ngjashme (Fig. 2).

Oriz. 1.
Kartat e elementeve, të renditura sipas mënyrës së rritjes së masës së tyre atomike relative

Oriz. 2.
Kartat e elementeve, të renditura sipas rendit të ndryshimeve periodike në vetitë e elementeve dhe substancave të formuara prej tyre

Eksperimenti laboratorik nr. 2
Modelimi i ndërtimit të Tabelës Periodike të D. I. Mendeleev

Simuloni ndërtimin e Tabelës Periodike të D. I. Mendeleev. Për ta bërë këtë, përgatitni 20 karta me përmasa 6 x 10 cm për elementë me numra serialë nga 1 në 20. Në secilën kartë, tregoni informacionin e mëposhtëm rreth elementit: simboli kimik, emri, masa atomike relative, formula e oksidit më të lartë, hidroksidi (në kllapa tregoni natyrën e tyre - bazë, acid ose amfoterik), formula e një përbërjeje të paqëndrueshme hidrogjeni (për jometalet).

Përziejini letrat dhe më pas renditini ato në një rresht në rendin rritës të masave atomike relative të elementeve. Vendosni elementë të ngjashëm nga 1 deri në 18 nën njëri-tjetrin: hidrogjen mbi litium dhe kalium nën natrium, përkatësisht, kalcium nën magnez, helium nën neon. Formuloni modelin që keni identifikuar në formën e një ligji. Kushtojini vëmendje mospërputhjes midis masave atomike relative të argonit dhe kaliumit dhe vendndodhjes së tyre për sa i përket vetive të përgjithshme të elementeve. Shpjegoni arsyen e këtij fenomeni.

Le të rendisim përsëri, duke përdorur terma moderne, ndryshimet e rregullta në vetitë e shfaqura brenda periudhave:

vetitë metalike dobësohen;
vetitë jometalike janë përmirësuar;
gjendja e oksidimit të elementeve në oksidet më të larta rritet nga +1 në +8;
gjendja e oksidimit të elementeve në përbërjet e avullueshme të hidrogjenit rritet nga -4 në -1;
oksidet nga bazike në amfoterike zëvendësohen me acide;
hidroksidet nga alkalet përmes hidroksideve amfoterike zëvendësohen me acide që përmbajnë oksigjen.

Në bazë të këtyre vëzhgimeve, D.I.Mendeleev në 1869 nxori një përfundim - ai formuloi Ligjin Periodik, i cili, duke përdorur terma moderne, tingëllon si ky:

Duke sistematizuar elementet kimike në bazë të masave të tyre atomike relative, DI Mendeleev gjithashtu i kushtoi vëmendje të madhe vetive të elementeve dhe substancave të formuara prej tyre, duke shpërndarë elementë me veti të ngjashme në kolona - grupe vertikale. Ndonjëherë, në kundërshtim me modelin e zbuluar prej tij, ai vendoste elementë më të rëndë përpara elementëve me vlera më të ulëta të masave atomike relative. Për shembull, ai shkruante kobalt përballë nikelit në tryezën e tij, telurin përballë jodit dhe kur u zbuluan gazra inerte (fisnike), argon përballë kaliumit. D.I.Mendeleev e konsideroi një rregullim të tillë si të domosdoshëm, sepse përndryshe këta elementë do të ndaheshin në grupe elementësh të ndryshëm për nga vetitë e tyre. Pra, në veçanti, kaliumi i metalit alkali do të binte në grupin e gazeve inerte, dhe gazi inert argoni - në grupin e metaleve alkali.

DI Mendeleev nuk mundi t'i shpjegonte këto përjashtime nga rregulli i përgjithshëm, si dhe arsyen e periodicitetit në ndryshimin e vetive të elementeve dhe substancave të formuara prej tyre. Megjithatë, ai parashikoi se kjo arsye qëndron në strukturën komplekse të atomit. Ishte intuita shkencore e DI Mendeleev që e lejoi atë të ndërtonte një sistem elementësh kimikë jo në rendin e rritjes së masave të tyre atomike relative, por në rendin e rritjes së ngarkesave të bërthamave të tyre atomike. Fakti që vetitë e elementeve përcaktohen saktësisht nga ngarkesat e bërthamave të tyre atomike tregohet në mënyrë elokuente nga ekzistenca e izotopeve që keni takuar vitin e kaluar (kujtoni se çfarë është, jepni shembuj të izotopeve të njohura për ju).

Në përputhje me idetë moderne për strukturën e atomit, baza për klasifikimin e elementeve kimike janë ngarkesat e bërthamave të tyre atomike, dhe formulimi modern i Ligjit Periodik është si më poshtë:

Periodiciteti në ndryshimin e vetive të elementeve dhe përbërjeve të tyre shpjegohet me përsëritjen periodike në strukturën e niveleve të jashtme të energjisë të atomeve të tyre. Është numri i niveleve të energjisë, numri i përgjithshëm i elektroneve të vendosura mbi to dhe numri i elektroneve në nivelin e jashtëm që pasqyrojnë simbolikën e miratuar në Tabelën Periodike, domethënë ato zbulojnë kuptimin fizik të numrit rendor të elementit. , numri i periudhës dhe numri i grupit (nga çfarë përbëhet?).

Struktura e atomit shpjegon gjithashtu arsyet e ndryshimit të vetive metalike dhe jometalike të elementeve në periudha dhe grupe.

Rrjedhimisht, Ligji Periodik dhe Tabela Periodike e D.I.

Këto dy kuptime më të rëndësishme të Ligjit Periodik dhe Tabela Periodike e D.I. Tashmë në fazën e krijimit të Tabelës Periodike, D.I. Mendeleev bëri një sërë parashikimesh për vetitë e elementeve që nuk ishin ende të njohura në atë kohë dhe tregoi mënyrat e zbulimit të tyre. Në tabelën që krijoi, DI Mendeleev la qeliza boshe për këta elementë (Fig. 3).

Oriz. 3.
Tabela periodike e elementeve të propozuar nga D.I.Mendeleev

Shembuj të gjallë të fuqisë parashikuese të Ligjit Periodik ishin zbulimet e mëpasshme të elementeve: në 1875, francezi Lecoq de Boisabaudran zbuloi galiumin, të parashikuar nga D. I. Mendeleev pesë vjet më parë si një element i quajtur "ekaaluminium" (eka - vijon); në vitin 1879 suedezi L. Nilsson hapi një “ekabor” sipas DI Mendeleev; në vitin 1886 nga gjermani K. Winkler - "ekasilitsiy" sipas DI Mendeleev (përcaktoni emrat modernë të këtyre elementeve sipas tabelës së DI Mendeleev). Sa i saktë ishte DI Mendeleev në parashikimet e tij ilustrohet nga të dhënat në Tabelën 2.

tabela 2
Vetitë e parashikuara dhe të zbuluara eksperimentalisht të germaniumit

Parashikuar nga D.I.Mendeleev në 1871	Themeluar nga K. Winkler në 1886.
Masa relative atomike është afër 72	Masa atomike relative 72.6
Metal gri zjarrdurues	Metal gri zjarrdurues
Dendësia e metalit është rreth 5.5 g / cm 3	Dendësia e metalit 5,35 g / cm 3
Formula e oksidit E0 2	Formula e oksidit Ge0 2
Dendësia e oksidit është rreth 4.7 g / cm 3	Dendësia e oksidit është 4.7 g / cm 3
Oksidi do të reduktohet mjaft lehtë në metal.	Oksidi Ge0 2 reduktohet në metal kur nxehet në një rrjedhë hidrogjeni
Kloruri ES1 4 duhet të jetë një lëng me një pikë vlimi prej rreth 90 ° C dhe një densitet prej rreth 1.9 g / cm 3	Kloruri i gjermaniumit (IV) GeCl 4 është një lëng me një pikë vlimi prej 83 ° C dhe një densitet prej 1,887 g / cm 3

Zbuluesit e elementeve të rinj e vlerësuan shumë zbulimin e shkencëtarit rus: “Vështirë se mund të ketë një provë më të qartë të vlefshmërisë së doktrinës së periodicitetit të elementeve sesa zbulimi i ekasilicisë ende hipotetike; është, sigurisht, më shumë se një konfirmim i thjeshtë i një teorie të guximshme - shënon një zgjerim të jashtëzakonshëm të fushës kimike të vizionit, një hap gjigant në fushën e dijes ”(K. Winkler).

Shkencëtarët amerikanë që zbuluan elementin numër 101 i dhanë atij emrin "Mendelevium" në njohje të meritave të kimistit të madh rus Dmitri Mendeleev, i cili ishte i pari që përdori Tabelën Periodike të Elementeve për të parashikuar vetitë e elementeve të pazbuluar atëherë.

Jeni takuar në klasën e 8-të dhe do të përdorni formën e Tabelës Periodike këtë vit, e cila quhet periudha e shkurtër. Sidoqoftë, në klasat e specializuara dhe në arsimin e lartë, përdoret kryesisht një formë tjetër - versioni afatgjatë. Krahasoni ato. Çfarë është e zakonshme dhe çfarë është e ndryshme në këto dy forma të Tabelës Periodike?

Fjalë dhe koncepte të reja

Ligji periodik i DI Mendelejevit.
Tabela Periodike e Elementeve Kimike e DI Mendeleev është një paraqitje grafike e Ligjit Periodik.
Kuptimi fizik i numrit të elementit, numri i periudhës dhe numri i grupit.
Rregullsitë e ndryshimeve në vetitë e elementeve në periudha dhe grupe.
Rëndësia e Ligjit Periodik dhe Tabela Periodike e Elementeve Kimike nga DI Mendeleev.

Detyrat e vetë-studimit

Vërtetoni se Ligji Periodik i DI Mendelejevit, si çdo ligj tjetër i natyrës, kryen një funksion shpjegues, përgjithësues dhe parashikues. Jepni shembuj për të ilustruar këto funksione në ligje të tjera që njihni nga kurset në kimi, fizikë dhe biologji.
Emërtoni një element kimik në atomin e të cilit elektronet janë të renditura në nivele sipas një serie numrash: 2, 5. Çfarë lënde të thjeshtë formon ky element? Cila është formula e përbërjes së tij hidrogjenore dhe si quhet? Cila është formula e oksidit më të lartë të këtij elementi, cila është natyra e tij? Shkruani ekuacionet e reaksionit që karakterizojnë vetitë e këtij oksidi.
Beriliumi ishte klasifikuar më parë si një element i grupit III, dhe masa e tij atomike relative konsiderohej të ishte 13.5. Pse D.I.Mendeleev e transferoi atë në grupin II dhe korrigjoi masën atomike të beriliumit nga 13.5 në 9?
Shkruani ekuacionet e reaksioneve midis një lënde të thjeshtë të formuar nga një element kimik, në atomin e të cilit elektronet shpërndahen në nivelet energjetike sipas një serie numrash: 2, 8, 8, 2 dhe substancave të thjeshta të formuara nga elementët nr.7 dhe nr. 8 në Tabelën Periodike. Cili është lloji i lidhjes kimike në produktet e reaksionit? Cila është struktura kristalore e substancave të thjeshta fillestare dhe produktet e bashkëveprimit të tyre?
Renditni elementët e mëposhtëm sipas radhës së forcimit të vetive metalike: As, Sb, N, P, Bi. Arsyetoni serinë që rezulton bazuar në strukturën e atomeve të këtyre elementeve.
Rregulloni elementët e mëposhtëm sipas renditjes së rritjes së vetive jometalike: Si, Al, P, S, Cl, Mg, Na. Arsyetoni serinë që rezulton bazuar në strukturën e atomeve të këtyre elementeve.
Renditni sipas radhës së dobësimit të vetive acidike të oksideve, formulat e të cilave janë: SiO 2, P 2 O 5, Al 2 O 3, Na 2 O, MgO, Cl 2 O 7. Arsyetoni serinë që rezulton. Shkruani formulat e hidroksideve që u korrespondojnë këtyre oksideve. Si ndryshon karakteri i tyre acidik në diapazonin që propozuat?
Shkruani formulat për oksidet e borit, beriliumit dhe litiumit dhe renditini ato në rend rritës të vetive kryesore. Shkruani formulat e hidroksideve që u korrespondojnë këtyre oksideve. Cila është natyra e tyre kimike?
Çfarë janë izotopet? Si kontribuoi zbulimi i izotopeve në formimin e Ligjit Periodik?
Pse ngarkesat e bërthamave atomike të elementeve në Tabelën Periodike të D.I.
Jepni tre formulime të Ligjit Periodik, në të cilat masa atomike relative, ngarkesa e bërthamës atomike dhe struktura e niveleve të energjisë së jashtme në shtresën elektronike të atomit merren si bazë për sistemimin e elementeve kimike.

IV - VII - periudha të mëdha që nga viti përbëhet nga dy rreshta (çift dhe tek) elementësh.

Metalet tipike janë të vendosura në rreshta të barabartë të periudhave të mëdha. Rreshti tek fillon me një metal, pastaj vetitë metalike dobësohen dhe vetitë jometalike rriten, periudha përfundon me një gaz inert.

Grupiështë një rresht vertikal i kim. elementet e kombinuara nga kimi. Vetitë.

Grupi

nëngrupi kryesor nëngrup i vogël

Nëngrupi kryesor përfshin nëngrupin përfshin

elemente të elementeve të vogla dhe të mëdha të vetëm periudhave të mëdha.

periudhave.

H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr Cu, Ag, Au

i vogël i madh i madh

Për elementët e kombinuar në të njëjtin grup, modelet e mëposhtme janë karakteristike:

1. Valenca më e lartë e elementeve në përbërjet me oksigjen(me disa përjashtime) korrespondon me numrin e grupit.

Elementet e nëngrupeve anësore mund të shfaqin gjithashtu vlera të tjera më të larta. Për shembull, Cu - një element i grupit I të një nëngrupi dytësor - formon oksidin Cu 2 O. Megjithatë, komponimet më të zakonshme janë përbërjet bivalente të bakrit.

2. Në nëngrupet kryesore(nga lart poshte) me rritjen e masave atomike rriten vetitë metalike të elementeve dhe dobësohen vetitë jometalike.

Struktura e atomit.

Për një kohë të gjatë, në shkencë mbizotëronte mendimi se atomet janë të pandashëm, d.m.th. nuk përmbajnë komponentë më të thjeshtë.

Sidoqoftë, në fund të shekullit të 19-të, u vërtetuan një sërë faktesh që dëshmuan për përbërjen komplekse të atomeve dhe mundësinë e ndërthurjes së tyre.

Atomet janë formacione komplekse të ndërtuara nga njësi më të vogla strukturore.

bërthamë

p + - proton

atom

n 0 - neutron

ē - elektron - jashtë bërthamës

Për kiminë, struktura e shtresës elektronike të një atomi është me interes të madh. Nën guaskë elektronike kuptojnë tërësinë e të gjitha elektroneve në një atom. Numri i elektroneve në një atom është i barabartë me numrin e protoneve, d.m.th. numri rendor i elementit, pasi atomi është elektrikisht neutral.

Karakteristika më e rëndësishme e një elektroni është energjia e lidhjes së tij me një atom. Elektronet me energji të afërta formojnë një të vetme shtresë elektronike.

Çdo kim. një element në tabelën periodike është numëruar.

Numri që merr secili element quhet numër serik.

Kuptimi fizik i numrit serial:

1. Sa është numri rendor i një elementi, kështu është ngarkesa e bërthamës atomike.

2. I njëjti numër elektronesh rrotullohen rreth bërthamës.

Z = p + Z - numri rendor i elementit

n 0 = A - Z

n 0 = A - p + A është masa atomike e elementit

n 0 = A - ē

Për shembull, Li.

Kuptimi fizik i numrit të periudhës.

Në çfarë periudhe ndodhet një element, ai do të ketë sa më shumë predha (shtresa) elektronike.

Jo +2

Li +3 Be +4 B +5 N +7

Përcaktimi i numrit maksimal të elektroneve në një shtresë elektronike.

opsioni 1

A1. Cili është kuptimi fizik i numrit të grupit të tabelës së Mendelejevit?

2. Kjo është ngarkesa e bërthamës së një atomi

4. Ky është numri i neutroneve në bërthamë

A2. Sa është numri i niveleve të energjisë?

1. Numri serial

2. Numri i periudhës

3. Numri i grupit

4. Numri i elektroneve

A3.

2. Ky është numri i niveleve të energjisë në atom

3. Ky është numri i elektroneve në një atom

A4. Tregoni numrin e elektroneve në nivelin e jashtëm të energjisë në atomin e fosforit:

1.7 elektrone

2,5 elektrone

3.2 elektrone

4.3 elektrone

A5. Në cilin rresht ndodhen formulat e hidridit?

1.H 2 O, CO, C 2 H 2 , LiH

2. NaH, CH 4 , H 2 O, CaH 2

3.H 2 O, C 2 H 2 , LiH, Li 2 O

4. JO, N 2 O 3 , N 2 O 5 , N 2 O

A 6. Në cilin përbërje është gjendja e oksidimit të azotit +1?

1. N 2 O 3

2. NR

3. N 2 O 5

4. N 2 O

A7. Cili komponim korrespondon me oksidin e manganit (II):

1. MnO 2

2. Mn 2 O 7

3. MnCl 2

4. MnO

A8. Në cilin rresht ndodhen vetëm substancat e thjeshta?

1. Oksigjeni dhe ozoni

2. Squfuri dhe uji

3. Karboni dhe bronzi

4. Sheqeri dhe kripa

A9. Përcaktoni elementin nëse ka 44 elektrone në atomin e tij:

1.kobalt

2.kallaj

3.rutenium

4.niobium

A10. Çfarë ka një rrjetë kristalore atomike?

1.jod

2.Gjermani

3.ozoni

4.fosfori i bardhë

NË 1. Vendos korrespondencën

Numri i elektroneve në nivelin e jashtëm energjetik të një atomi

Simboli i elementit kimik

A. 3

B. 1

NË 6

G. 4

1) S 6) C

2) Fr 7) Ai

3) Mg 8) Ga

4) Al 9) Te

5) Si 10) K

NË 2. Vendos korrespondencën

Emri i substancës

Formula e substancës

A. Oksidsqufuri(Vi)

B. Hidridi i natriumit

B. Hidroksid natriumi

G. Klorur hekuri (II).

1) PO 2

2) FeCl 2

3) FeCl 3

4) NaH

5) PO 3

6) NaOH

Opsioni 2

A1. Cili është kuptimi fizik i numrit të periudhës së tabelës së Mendelejevit?

1. Ky është numri i niveleve të energjisë në një atom

2. Kjo është ngarkesa e bërthamës së një atomi

3. Ky është numri i elektroneve në nivelin e jashtëm energjetik të një atomi.

4. Ky është numri i neutroneve në bërthamë

A2. Sa është numri i elektroneve në një atom?

1. Numri serial

2. Numri i periudhës

3. Numri i grupit

4. Numri i neutroneve

A3. Cili është kuptimi fizik i numrit të serisë së një elementi kimik?

1. Ky është numri i neutroneve në bërthamë

2. Kjo është ngarkesa e bërthamës së një atomi

3. Ky është numri i niveleve të energjisë në atom

4. Ky është numri i elektroneve në nivelin e jashtëm energjetik të atomit

A4. Tregoni numrin e elektroneve në nivelin e jashtëm të energjisë në një atom silikoni:

1.14 elektrone

2.4 elektrone

3.2 elektrone

4.3 elektrone

A5. Në cilin rresht ndodhen formulat e oksidit?

1.H 2 O, CO, CO 2 , LiOH

2. NaH, CH 4 , H 2 O, CaH 2

3.H 2 O, C 2 H 2 , LiH, Li 2 O

4. JO, N 2 O 3 , N 2 O 5 , N 2 O

A 6. Në cilin përbërës është gjendja e oksidimit të klorit -1?

1. Cl 2 O 7

2. HClO

3. HCl

4. Cl 2 O 3

A7. Cili komponim korrespondon me oksidin nitrik (IIUnë):

1. N 2 O

2. N 2 O 3

3. NR

4. H 3 N

A8. Në cilin rresht ndodhen substancat e thjeshta dhe komplekse?

1. Diamanti dhe ozoni

2. Ari dhe dioksidi i karbonit

3. Uji dhe acidi sulfurik

4. Sheqeri dhe kripa

A9. Përcaktoni elementin nëse ka 56 protone në atomin e tij:

1.hekur

2.kallaj

3.barium

4.mangan

A10. Çfarë ka një rrjetë kristalore molekulare?

diamanti

silikoni

diamant i rremë

bor

NË 1. Vendos korrespondencën

Numri i niveleve të energjisë në një atom

Simboli i elementit kimik

A. 5

B. 7

V. 3

G. 2

1) S 6) C

2) Fr 7) Ai

3) Mg 8) Ga

4) B 9) Te

5) Sn 10) Rf

NË 2. Vendos korrespondencën

Emri i substancës

Formula e substancës

A. Hidridi i karbonit (UnëV)

B. Oksidi i kalciumit

B. Nitridi i kalciumit

D. Hidroksid kalciumi

1) H 3 N

2) Ca (OH) 2

3) KOH

4) CaO

5) CH 4

6) Ca 3 N 2

Koncepti i elementeve si substanca parësore e ka origjinën nga kohët e lashta dhe, duke ndryshuar dhe rafinuar gradualisht, ka ardhur deri në kohën tonë. Themeluesit e pikëpamjeve shkencore për elementet kimike janë R. Boyle (shek. VII), M.V. Lomonosov (shek. XVIII) dhe Dalton (shek. XIX).
Nga fillimi i shekullit të 19-të. ishin të njohura rreth 30 elementë, nga mesi i shekullit të 19-të - rreth 60. Për shkak të detit të akumulimit të numrit të elementeve, lindi problemi i sistemimit të tyre. Përpjekje të tilla para D.I. Mendelejevi ishte të paktën pesëdhjetë; u mor baza për sistematizimin: dhe pesha atomike (tani e quajtur masa atomike), dhe ekuivalenti kimik dhe valenca. Duke iu afruar klasifikimit të elementeve kimike në mënyrë metafizike, duke u përpjekur të sistemojë vetëm elementët e njohur në atë kohë, asnjë nga paraardhësit e D.I. Ky problem i rëndësishëm për shkencën u zgjidh shkëlqyeshëm në 1869 nga shkencëtari i madh rus D.I.Mendeleev, i cili zbuloi ligjin periodik.
Mendelejevi mori si bazë për sistematizimin: a) peshën atomike dhe b) ngjashmërinë kimike ndërmjet elementeve. Shprehja më e habitshme e ngjashmërisë së vetive të elementeve është valenca e tyre identike më e lartë. Si pesha atomike (masa atomike) ashtu edhe valenca më e lartë e një elementi janë konstante sasiore, numerike që janë të përshtatshme për sistemim.
Duke renditur të 63 elementët e njohur në atë kohë me radhë për sa i përket rritjes së masave atomike, Mendeleev vuri re një përsëritje periodike të vetive të elementeve përmes intervaleve të pabarabarta. Si rezultat, Mendeleev krijoi versionin e parë të tabelës periodike.
Karakteri natyror i ndryshimit në masat atomike të elementeve përgjatë vijave vertikale dhe horizontale të tabelës, si dhe hapësirat boshe të formuara në të, i lejuan Mendelejevit të parashikonte me guxim praninë e një numri elementësh në natyrë që nuk ishin megjithatë të njohura për shkencën në atë kohë dhe madje të përvijojnë masat e tyre atomike dhe vetitë themelore, bazuar në artikujt e pozicionit të supozuar në tabelë. Kjo mund të bëhet vetëm në bazë të një sistemi që pasqyron objektivisht ligjin e zhvillimit të materies. DI Mendeleev formuloi thelbin e ligjit periodik në 1869: "Vetitë e trupave të thjeshtë, si dhe format dhe vetitë e përbërjeve të elementeve, varen periodikisht nga vlera e peshave (masave) atomike të elementeve."

Tabela Periodike e Elementeve.
Në 1871, D. I. Mendeleev jep versionin e dytë të tabelës periodike (të ashtuquajturën formë e shkurtër e tabelës), në të cilën ai zbulon shkallët e ndryshme të marrëdhënies midis elementeve. Ky version i sistemit bëri të mundur që Mendelejevi të parashikonte ekzistencën e 12 elementeve dhe të përshkruante vetitë e tre prej tyre me saktësi shumë të lartë. Në periudhën nga 1875 deri në 1886. Këta tre elementë u zbuluan dhe u zbulua një koincidencë e plotë e vetive të tyre me ato të parashikuara nga shkencëtari i madh rus. Këta elementë morën emrat e mëposhtëm: skandium, galium, germanium. Pas kësaj, ligji periodik mori njohjen universale si një ligj objektiv i natyrës dhe tani është themeli i kimisë, fizikës dhe shkencave të tjera natyrore.

Tabela periodike e elementeve kimike është një shprehje grafike e ligjit periodik. Dihet se një sërë ligjesh, përveç formulimeve verbale, mund të përshkruhen grafikisht dhe të shprehen me formula matematikore. Ky është edhe ligji periodik; vetëm ligjet matematikore të qenësishme në të, të cilat do të diskutohen më poshtë, nuk janë ende të bashkuara nga një formulë e përgjithshme. Njohja e sistemit periodik e bën më të lehtë studimin e një kursi në kiminë e përgjithshme.
Dizajni i tabelës periodike moderne, në parim, ndryshon pak nga versioni i vitit 1871. Simbolet e elementeve në tabelën periodike janë të renditura përgjatë grafikëve vertikal dhe horizontal. Kjo çon në kombinimin e elementeve në grupe, nëngrupe, periudha. Çdo element zë një qelizë të caktuar në tabelë. Grafikët vertikalë janë grupe (dhe nëngrupe), grafikët horizontalë janë pika (dhe rreshta).

Grupi quhet një grup elementësh me valencë të njëjtë të oksigjenit. Kjo valencë më e lartë përcaktohet nga numri i grupit. Meqenëse shuma e valencave më të larta për oksigjenin dhe hidrogjenin për elementët jo metalikë është tetë, është e lehtë të përcaktohet formula e përbërjes më të lartë të hidrogjenit me numrin e grupit. Pra, për fosforin, një element i grupit të pestë, valenca më e lartë e oksigjenit është pesë, formula për oksidin më të lartë është P2O5 dhe formula për përbërjen me hidrogjen është PH3. Për squfurin, një element i grupit të gjashtë, formula e oksidit më të lartë është SO3, dhe përbërësi më i lartë me hidrogjen është H2S.
Disa elementë kanë një valencë më të lartë që nuk është e barabartë me numrin e grupeve të tyre. Përjashtime të tilla janë bakri Cu, argjendi Ag, ari Au. Ata janë në grupin e parë, por valencat e tyre variojnë nga një në tre. Për shembull, ka komponime: CuO; Më parë; Cu2O3; Au2O3. Oksigjeni vendoset në grupin e gjashtë, megjithëse përbërjet e tij me një valencë më të madhe se dy nuk gjenden pothuajse kurrë. Fluori P - një element i grupit VII - është njëvalent në përbërjet e tij më të rëndësishme; bromi Br - një element i grupit VII - është maksimalisht pesëvalent. Ka veçanërisht shumë përjashtime në grupin VIII. Ka vetëm dy elementë në të: rutenium Ru dhe osmium Os shfaqin një valencë të barabartë me tetë, oksidet e tyre më të larta kanë formulat RuO4 dhe OsO4 Valenca e elementëve të tjerë të grupit VIII është shumë më e ulët.
Fillimisht, sistemi periodik i Mendelejevit përbëhej nga tetë grupe. Në fund të shekullit XIX. U zbuluan elementë inertë të parashikuar nga shkencëtari rus N.A.Morozov, dhe sistemi periodik u plotësua me grupin e nëntë me radhë - numrin zero. Tani shumë shkencëtarë e konsiderojnë të nevojshme të kthehen në ndarjen e të gjithë elementëve përsëri në 8 grupe. Kjo e bën sistemin më të hollë; nga këndvështrimi i grupeve oktet (tetë) disa rregulla dhe ligje bëhen më të qarta.

Elementet e grupit shpërndahen nga nëngrupe... Nëngrupi bashkon elementë të këtij grupi, të cilët janë më të ngjashëm në vetitë e tyre kimike. Kjo ngjashmëri varet nga analogjia në strukturën e predhave elektronike të atomeve të elementeve. Në tabelën periodike, simbolet e elementeve të secilit prej nëngrupeve vendosen rreptësisht vertikalisht.
Shtatë grupet e para kanë një nëngrup kryesor dhe një dytësor; në grupin e tetë ka një nëngrup kryesor, elementë "inertë" dhe tre dytësorë. Emri i çdo nëngrupi zakonisht jepet me emrin e elementit të sipërm, për shembull: nëngrupi i litiumit (Li-Na-K-Rb-Cs-Fr), nëngrupi i kromit (Cr-Mo-W), ndërsa elementët e të njëjtit nëngrupi janë analoge kimike, elementët e nëngrupeve të ndryshme të të njëjtit grup ndonjëherë ndryshojnë shumë ashpër në vetitë e tyre. Një veti e përbashkët për elementët e nëngrupeve kryesore dhe dytësore të të njëjtit grup është në thelb vetëm valenca e tyre identike më e lartë për oksigjenin. Pra, mangani Mn dhe klori C1, të cilët janë në nëngrupe të ndryshme të grupit VII, kimikisht nuk kanë pothuajse asgjë të përbashkët: mangani është një metal, klori është një jometal tipik. Megjithatë, formulat e oksideve të tyre më të larta dhe hidroksideve përkatëse janë të ngjashme: Mn2O7 - Cl2O7; НМnО4 - НС1О4.
Në tabelën periodike, ka dy rreshta horizontale me 14 elementë, të vendosur jashtë grupeve. Zakonisht ato vendosen në fund të tabelës. Njëra nga këto seri përbëhet nga elementë të quajtur lantanide (fjalë për fjalë: të ngjashme me lantanin), seria tjetër - elemente të aktinideve (të ngjashme me anemonet). Simbolet e aktinidit janë të vendosura poshtë simboleve të lantanidit. Ky rregullim zbulon 14 nëngrupe më të shkurtra të përbëra nga 2 elementë secili: këto janë ana e dytë, ose nëngrupet lantanoid-aktinoid.
Në bazë të gjithë asaj që u tha, ekzistojnë: a) nëngrupet kryesore, b) nëngrupet anësore dhe c) nëngrupet e anës së dytë (lantanoid-aktinoid).

Duhet të theksohet se disa nga nëngrupet kryesore ndryshojnë nga njëri-tjetri edhe në strukturën e atomeve të elementeve të tyre. Bazuar në këtë, të gjitha nëngrupet e sistemit periodik mund të ndahen në 4 kategoritë.
I. Nëngrupet kryesore të grupeve I dhe II (nëngrupet e litiumit dhe beriliumit).
II. Gjashtë nëngrupe kryesore III - IV - V - VI - VII - VIII të grupeve (nëngrupet e borit, karbonit, azotit, oksigjenit, fluorit dhe neonit).
III. Dhjetë nëngrupe anësore (një në grupet I-VII dhe tre në grupin VIII). Jfc,
IV. Katërmbëdhjetë nëngrupe lantanoid-aktinoid.
Numrat e nëngrupeve të këtyre 4 kategorive përbëjnë një progresion aritmetik: 2-6-10-14.
Duhet të theksohet se elementi kryesor i çdo nëngrupi kryesor është në periudhën 2; çdo element i sipërm dytësor - në periudhën e 4-të; elementi kryesor i çdo nëngrupi lantanoid-aktinoid - në periudhën e 6-të. Kështu, me çdo periudhë të re çift të sistemit periodik, shfaqen kategori të reja nëngrupesh.
Çdo element, me përjashtim të të qenit në një ose një grup tjetër dhe nëngrup, është në një tjetër nga shtatë periudhat.
Një periudhë është një sekuencë elementësh gjatë së cilës vetitë e tyre ndryshojnë në një rend të rritjes graduale nga zakonisht metalike në zakonisht jo metalike (metalloid). Çdo periudhë përfundon me një element inert. Ndërsa vetitë metalike dobësohen, vetitë jometalike fillojnë të shfaqen dhe gradualisht rriten në elementë; në mes të periudhave, zakonisht ka elementë që kombinojnë, në një shkallë ose në një tjetër, vetitë metalike dhe jometalike. Këta elementë shpesh quhen amfoterikë.

Përbërja e periudhave.
Periudhat nuk janë uniforme për sa i përket numrit të elementeve të përfshira në to. Tre të parat quhen të vogla, katër të tjerat quhen të mëdha. Në fig. 8 tregon përbërjen e periudhave. Numri i elementeve në çdo periudhë shprehet me formulën 2n2 ku n është një numër i plotë. Në periudhat 2 dhe 3, ka nga 8 elementë secila; 4 dhe 5 - 18 elementë secili; 6-32 elemente; në 7, ende të paplotësuara, deri tani 18, elementë, megjithëse teorikisht duhet të jenë edhe 32 elementë.
1 periudhe eshte origjinale. Ai përmban vetëm dy elementë: hidrogjen H dhe helium He. Kalimi i vetive nga metali në jometalik ndodh: këtu në një element tipik amfoterik - hidrogjen. Ky i fundit, sipas vetive të tij të qenësishme metalike, kryeson nëngrupin e metaleve alkaline, dhe sipas vetive të tij të qenësishme jometalike, nëngrupin e halogjenëve. Prandaj, hidrogjeni shpesh vendoset dy herë në tabelën periodike - në grupet 1 dhe VII.

Përbërja e ndryshme sasiore e periudhave çon në një pasojë të rëndësishme: elementët fqinjë të periudhave të vogla, për shembull, karboni C dhe azoti N, ndryshojnë relativisht ashpër nga njëri-tjetri në vetitë e tyre: elementët fqinjë të periudhave të gjata, për shembull, plumbi Pb dhe bismut Bi, janë shumë më afër në veti me njëri-tjetrin.mik, pasi ndryshimi i natyrës së elementeve në periudha të mëdha ndodh në kërcime të vogla. Në disa zona të periudhave të mëdha, ka madje një rënie kaq të ngadaltë të metalit, saqë elementët ngjitur janë shumë të ngjashëm në vetitë e tyre kimike. E tillë, për shembull, është treshja e elementeve të periudhës së katërt: hekur Fe - kobalt Konikeli Ni, që shpesh quhet "familja e hekurit". Ngjashmëria horizontale (analogjia horizontale) e tejkalon edhe ngjashmërinë vertikale (analogjia vertikale); Pra, elementët e nëngrupit të hekurit - hekuri, ruteniumi, osmiumi - janë kimikisht më pak të ngjashëm me njëri-tjetrin sesa elementët e "familjes së hekurit".
Shembulli më i mrekullueshëm i një analogjie horizontale janë lantanoidet. Të gjithë ata janë kimikisht të ngjashëm me njëri-tjetrin dhe me lanthanum La. Në natyrë, ato gjenden në kompani, janë të vështira për t'u ndarë, valenca më e lartë tipike e shumicës së tyre është 3. Lantanidet kanë një periodicitet të brendshëm të veçantë: çdo e teta prej tyre, sipas renditjes, përsërit në një farë mase vetitë dhe gjendjet valore të së parës, dmth ai nga i cili fillon numërimi mbrapsht. Kështu, terbium Tb është i ngjashëm me cerium Ce; lutetium Lu - në gadolinium Gd.
Aktinidet janë të ngjashme me lantanidet, por analogjia e tyre horizontale manifestohet në një masë shumë më të vogël. Valenca më e lartë e disa aktinideve (për shembull, uranium U) arrin gjashtë. Periodiciteti i brendshëm, i cili është i mundur në parim dhe midis tyre, ende nuk është konfirmuar.

Rregullimi i elementeve në tabelën periodike. Ligji i Moseley-t.

DI Mendeleev i renditi elementet në një sekuencë të caktuar, ndonjëherë të quajtur "seri Mendeleev". Në përgjithësi, kjo sekuencë (numërim) shoqërohet me një rritje të masës atomike të elementeve. Megjithatë, ka përjashtime. Ndonjëherë rrjedha logjike e ndryshimit në valencë është në kundërshtim me rrjedhën e ndryshimit të masave atomike Në raste të tilla, kërkohej nevoja për t'i dhënë përparësi njërës prej këtyre dy bazave të sistemimit. në një analogji kimike ndërmjet elementeve.Co, jodi I para telurit Te, atëherë këta elementë do të ndaheshin në nëngrupe dhe grupe që nuk korrespondojnë me vetitë e tyre dhe me valencën e tyre më të lartë.
Në vitin 1913, shkencëtari anglez G. Moseley, duke studiuar spektrat e rrezeve X për elementë të ndryshëm, vuri re një model që lidhte numrin e elementeve në sistemin periodik të Mendelejevit me gjatësitë valore të këtyre rrezeve, që rezulton nga rrezatimi i disa elementeve me katodë. retë. Doli se rrënjët katrore të vlerave reciproke të gjatësive valore të këtyre rrezeve janë të lidhura në mënyrë lineare me numrat serialë të elementeve përkatës. Ligji i H. Moseley bëri të mundur kontrollimin e korrektësisë së "serialit Mendeleev" dhe konfirmoi patëmetë e tij.
Për shembull, na tregoni vlerat për elementët nr.20 dhe nr.30, numrat e të cilëve në sistem nuk shkaktojnë dyshime në mendjet tona. Këto vlera lidhen në mënyrë lineare me numrat e treguar. Për të kontrolluar, për shembull, saktësinë e numrit të caktuar për kobaltin (27), dhe duke gjykuar nga masa atomike, ky numër duhet të ishte nikel, ai rrezatohet me rreze katodike: si rezultat, rrezet X lëshohen nga kobalt. Duke i zbërthyer në grila të përshtatshme difraksioni (në kristale), marrim spektrin e këtyre rrezeve dhe, duke zgjedhur më të qartën nga vijat spektrale, masim gjatësinë e valës () të rrezes që i përgjigjet kësaj linje; atëherë e shtyjmë vlerën në ordinatë. Nga pika A që rezulton, vizatoni një vijë të drejtë paralele me boshtin e abshisës, derisa të kryqëzohet me vijën e drejtë të identifikuar më parë. Nga pika e kryqëzimit B ne ulim pingulën me boshtin e abshisës: do të na tregojë me saktësi numrin e kobaltit, të barabartë me 27. Pra, tabela periodike e elementeve të DI Mendeleev - fryt i përfundimeve logjike të shkencëtarit - mori eksperimentale konfirmim.

Formulimi modern i ligjit periodik. Kuptimi fizik i numrit serik të elementit.

Pas veprave të G. Moseley, masa atomike e një elementi gradualisht filloi t'i jepte rrugë rolit të saj drejtues në një të re, ende jo të qartë në kuptimin e saj të brendshëm (fizik), por konstante më të qartë - rendore ose, siç quhet tani. , numri atomik i elementit. Kuptimi fizik i kësaj konstante u zbulua në vitin 1920 nga veprat e shkencëtarit anglez D. Chadwick. D. Chadwick vërtetoi eksperimentalisht se numri rendor i një elementi është numerikisht i barabartë me vlerën e ngarkesës pozitive Z të bërthamës së atomit të këtij elementi, domethënë me numrin e protoneve në bërthamë. Doli që D.I. Mendeleev, pa e dyshuar, i rregulloi elementët në një sekuencë që korrespondon saktësisht me rritjen e ngarkesës së bërthamave të atomeve të tyre.
Në të njëjtën kohë, u vërtetua gjithashtu se atomet e të njëjtit element mund të ndryshojnë nga njëri-tjetri në masën e tyre; atomet e tilla quhen izotope. Një shembull janë atomet: dhe. Në tabelën periodike, izotopet e të njëjtit element zënë një qelizë. Në lidhje me zbulimin e izotopeve, u sqarua koncepti i një elementi kimik. Aktualisht, një element kimik quhet lloji i atomeve që kanë të njëjtën ngarkesë bërthamore - të njëjtin numër protonesh në bërthamë. U sqarua edhe formulimi i ligjit periodik. Formulimi modern i ligjit thotë: vetitë e elementeve dhe përbërjeve të tyre varen periodikisht nga madhësia dhe ngarkesa e bërthamave të atomeve të tyre.
Karakteristikat e tjera të elementeve që lidhen me strukturën e shtresave të jashtme elektronike të atomeve, vëllimet atomike, energjia e jonizimit dhe vetitë e tjera gjithashtu ndryshojnë periodikisht.

Tabela periodike dhe struktura e predhave elektronike të atomeve të elementeve.

Më vonë u zbulua se jo vetëm numri rendor i elementit ka një kuptim të thellë fizik, por edhe konceptet e tjera të konsideruara më parë gjithashtu fituan gradualisht kuptim fizik. Për shembull, numri i grupit, që tregon valencën më të lartë të një elementi, zbulon kështu numrin maksimal të elektroneve të një atomi të një elementi që mund të marrë pjesë në formimin e një lidhjeje kimike.
Numri i periudhës, nga ana tjetër, doli të ishte i lidhur me numrin e niveleve të energjisë të disponueshme në shtresën elektronike të një atomi të një elementi të një periudhe të caktuar.
Kështu, për shembull, "koordinatat" e kallajit Sn (numri serial 50, periudha 5, nëngrupi kryesor i grupit IV) nënkuptojnë se ka 50 elektrone në atomin e kallajit, ato janë të shpërndara në 5 nivele energjetike, vetëm 4 elektrone janë valente. .
Kuptimi fizik i gjetjes së elementeve në nëngrupe të kategorive të ndryshme është jashtëzakonisht i rëndësishëm. Rezulton se për elementët e vendosur në nëngrupet e kategorisë I, elektroni tjetër (i fundit) ndodhet në nënnivelin s të nivelit të jashtëm. Këto elemente i përkasin familjes elektronike. Për atomet e elementeve të vendosura në nëngrupet e kategorisë II, elektroni tjetër ndodhet në nënnivelin p të nivelit të jashtëm. Këta janë elementë të familjes elektronike "p." Pra, elektroni i ardhshëm i 50-të i atomeve të kallajit ndodhet në nënnivelin p të jashtëm, domethënë në nivelin e 5-të të energjisë.
Në atomet e elementeve të nëngrupeve të kategorisë III, elektroni tjetër ndodhet në nënnivelin d, por tashmë para nivelit të jashtëm, këto janë elementë të familjes elektronike "d". Në atomet e lantanideve dhe aktinideve, elektroni tjetër ndodhet në nënnivelin f, përpara nivelit të jashtëm. Këto janë elementë të familjes elektronike "f".
Prandaj, nuk është rastësi që numrat e lartpërmendur të nëngrupeve të këtyre 4 kategorive, pra 2-6-10-14, përkojnë me numrin maksimal të elektroneve në nënnivelet s-p-d-f.
Por rezulton se është e mundur të zgjidhet problemi i rendit të mbushjes së shtresës elektronike dhe të nxirret një formulë elektronike për një atom të çdo elementi dhe në bazë të sistemit periodik, i cili tregon me qartësi të mjaftueshme nivelin dhe nënnivelin e çdo elektron të njëpasnjëshëm. Tabela periodike tregon gjithashtu vendosjen e elementeve njëri pas tjetrit sipas periudhave, grupeve, nëngrupeve dhe shpërndarjen e elektroneve të tyre sipas niveleve dhe nënniveleve, sepse çdo element ka elektronin e tij të fundit përkatës që e karakterizon. Si shembull, le të analizojmë përpilimin e një formule elektronike për një atom të elementit zirkon (Zr). Tabela periodike jep tregues dhe "koordinata" të këtij elementi: numri serial 40, periudha 5, grupi IV, nëngrupi anësor. Përfundimet e para: a) të gjitha elektronet 40, b) këto 40 elektrone janë të shpërndara në pesë nivele energjetike; c) jashtë nga 40 elektrone vetëm 4 janë valente, d) elektroni i ardhshëm i 40-të hyri në nënnivelin d përpara nivelit të jashtëm, pra, nivelit të katërt të energjisë. Përfundime të ngjashme mund të nxirren për secilin nga 39 elementët që i paraprijnë zirkonit, vetëm treguesit dhe koordinatat do të të jetë ndryshe çdo herë.
Prandaj, metoda metodologjike e hartimit të formulave elektronike të elementeve në bazë të sistemit periodik konsiston në faktin se ne konsiderojmë në mënyrë sekuenciale shtresën elektronike të secilit element përgjatë rrugës për në atë të dhënë, duke identifikuar nga "koordinatat" e tij ku elektroni tjetër shkoi në guaskë.
Dy elementët e parë të periudhës së parë, hidrogjeni H dhe heliumi, nuk i përkasin familjes s. Elektronet e tyre, duke përfshirë dy, hyjnë në nënnivelin s të nivelit të parë. Ne shkruajmë: Këtu përfundon periudha e parë, niveli i parë i energjisë gjithashtu. Dy elementët e ardhshëm të periudhës së dytë - litium Li dhe beryllium Be - janë në nëngrupet kryesore të grupeve I dhe II. Ato janë gjithashtu s-elemente. Elektronet e tyre të radhës do të vendosen në nënnivelin s të nivelit të 2-të. Shkruajmë në vijim 6 elementë të periudhës së dytë vijojnë me radhë: bor B, karboni C, azoti N, oksigjen O, fluori F dhe neoni Ne. Sipas vendndodhjes së këtyre elementeve në grupet kryesore të nëngrupeve III - Vl, elektronet e tyre të radhës midis gjashtë do të vendosen në nënnivelin p të nivelit të 2-të. Shkruajmë: Periudha e dytë përfundon me një element inert me neon, ka përfunduar edhe niveli i dytë i energjisë. Kjo pasohet nga dy elementë të periudhës së tretë të nëngrupeve kryesore të grupeve I dhe II: Natriumi Na dhe magnezi Mg. Këta janë elementë s dhe elektronet e tyre të radhës ndodhen në nënnivelin s të nivelit 3. Më pas janë gjashtë elementë të periudhës së 3-të: alumini Al, silici Si, fosfori P, squfuri S, klori C1, argoni Ar. Sipas gjetjes së këtyre elementeve në nëngrupet kryesore të grupeve III - VI, elektronet e tyre të radhës midis gjashtë do të vendosen në nënnivelin p të nivelit të 3-të - Periudha e tretë përfundon me një element inert argon, por energjia e 3-të. niveli nuk ka përfunduar ende, ndërkohë që nuk ka elektrone në nënnivelin e tretë të mundshëm d.
Kjo pasohet nga 2 elementë të periudhës së 4-të të nëngrupeve kryesore të grupeve I dhe II: kaliumi K dhe kalciumi Ca. Këto janë përsëri s-elemente. Elektronet e tyre të radhës do të jenë në nënnivelin s, por tashmë në nivelin e 4-të. Është energjikisht më e favorshme që këto elektrone të radhës të fillojnë të mbushin nivelin e 4-të më larg nga bërthama sesa të mbushin nënnivelin 3d. Shkruajmë: Dhjetë elementët e mëposhtëm të periudhës së 4-të nga skandiumi nr.21 Sc deri në nr.30 zink Zn janë në grupet anësore III - V - VI - VII - VIII - I - II. Meqenëse janë të gjithë elementë d, elektronet e tyre të radhës janë të vendosura në nënnivelin d përpara nivelit të jashtëm, d.m.th., i treti nga bërthama. Ne shkruajmë:
Gjashtë elementët e mëposhtëm të periudhës së 4-të: galium Ga, germanium Ge, arsenik As, selen Se, brom Br, krypton Kr - janë në nëngrupet kryesore III - VIIJ të grupeve. 6 elektronet e tyre të ardhshme janë të vendosura në nënnivelin p të jashtme, domethënë në nivelin e 4-të: konsiderohen elementë 3b; periudha e katërt përfundon me elementin inert kripton; Niveli i tretë i energjisë gjithashtu ka përfunduar. Sidoqoftë, në nivelin e 4-të, vetëm dy nënnivele plotësohen plotësisht: s dhe p (nga 4 të mundshme).
Kjo pasohet nga 2 elementë të periudhës së 5-të të nëngrupeve kryesore të grupeve I dhe II: rubidiumi nr.37 Rb dhe stronciumi nr.38 Sr. Këta janë elementë të familjes s, dhe elektronet e tyre të radhës janë të vendosura në nënnivelin s të nivelit të 5-të: 2 elementët e fundit - Nr. 39 ittriumi YU Nr. 40 Zirconium Zr - janë tashmë në nëngrupet anësore, d.m.th. i përkasin familjes d. Dy nga elektronet e tyre të radhës do të shkojnë në nënnivelin d, përpara atij të jashtëm, d.m.th. Nga niveli i 4-të Duke përmbledhur të gjitha rekordet në mënyrë sekuenciale, ne përpilojmë formulën elektronike për atomin e zirkonit nr.40 Formula elektronike e prejardhur për atomin e zirkonit mund të modifikohet pak duke renditur nënnivelet sipas renditjes së numrit të nivelit të tyre:

Formula e përftuar, natyrisht, mund të thjeshtohet në shpërndarjen e elektroneve vetëm mbi nivelet e energjisë: Zr - 2 | 8 | 18 | 8 + 2 | 2 (shigjeta tregon vendin e hyrjes së elektronit të ardhshëm; elektronet e valencës janë të nënvizuara). Kuptimi fizik i kategorisë së nëngrupeve qëndron jo vetëm në ndryshimin në vendin e hyrjes së elektronit të ardhshëm në shtresën e atomit, por edhe në nivelet në të cilat ndodhen elektronet e valencës. Nga një krahasim i formulave të thjeshtuara elektronike, për shembull, klori (periudha e 3-të, nëngrupi kryesor i grupit VII), zirkonium (periudha e 5-të, nëngrupi dytësor i grupit IV) dhe uranium (periudha e 7-të, nëngrupi lantanoid-aktinoid)
Nr. 17, C1-2 | 8 | 7
№40, Zr - 2 | 8 | 18 | 8+ 2 | 2
№92, U - 2 | 8 | 18 | 32 | 18 + 3 | 8 + 1 | 2
mund të shihet se për elementet e çdo nëngrupi kryesor, vetëm elektronet e nivelit të jashtëm (s dhe p) mund të jenë valente. Elementet e nëngrupeve anësore mund të kenë elektrone valente të niveleve të jashtme dhe pjesërisht para të jashtme (s dhe d). Në lantanidet dhe veçanërisht aktinidet, elektronet valente mund të jenë në tre nivele: të jashtëm, para të jashtëm dhe përpara të jashtëm. Në mënyrë tipike, numri i përgjithshëm i elektroneve të valencës është i barabartë me numrin e grupit.

Vetitë e elementeve. Energjia e jonizimit. Energjia e afinitetit të elektroneve.

Shqyrtimi krahasues i vetive të elementeve kryhet në tre drejtime të mundshme të sistemit periodik: a) horizontale (sipas periudhës), b) vertikale (sipas nëngrupit), c) diagonale. Për të thjeshtuar arsyetimin, përjashtojmë periudhën e parë, të 7-tën e papërfunduar, si dhe të gjithë grupin VIII. Paralelogrami kryesor i sistemit do të mbetet, në këndin e sipërm të majtë të të cilit do të ketë litium Li (nr. 3), në këndin e poshtëm të majtë - cesium Cs (nr. 55). Në të djathtën e sipërme - fluor F (nr. 9), në të djathtën e poshtme - astatine At (nr. 85).
drejtimet. Në drejtimin horizontal nga e majta në të djathtë, vëllimet e atomeve zvogëlohen gradualisht; ndodh, kjo është si rezultat i ndikimit të një rritje të ngarkesës së bërthamës në shtresën elektronike. Përgjatë drejtimit vertikal nga lart poshtë, si rezultat i rritjes së numrit të niveleve, vëllimet e atomeve rriten gradualisht; në drejtimin diagonal - shumë më pak i theksuar dhe më i shkurtër - mbeten afër. Këto janë modele të përgjithshme, nga të cilat, si gjithmonë, ka përjashtime.
Në nëngrupet kryesore, me rritjen e vëllimeve të atomeve, pra nga lart poshtë, eliminimi i elektroneve të jashtme bëhet më i lehtë dhe lidhja e elektroneve të reja me atomet bëhet më e vështirë. Tërheqja e elektroneve karakterizon të ashtuquajturën aftësi reduktuese të elementeve, e cila është veçanërisht tipike për metalet. Lidhja e elektroneve karakterizon aftësinë oksiduese, e cila është tipike për jometalet. Për rrjedhojë, nga lart poshtë në nëngrupet kryesore rritet aftësia reduktuese e atomeve të elementeve; rriten edhe vetitë metalike të trupave të thjeshtë që u përgjigjen këtyre elementeve. Aftësia oksiduese zvogëlohet.
Nga e majta në të djathtë për sa i përket periodave, pamja e ndryshimeve është e kundërt: aftësia reduktuese e atomeve të elementeve zvogëlohet, ndërsa aftësia oksiduese rritet; rriten vetitë jometalike të trupave të thjeshtë që u përgjigjen këtyre elementeve.
Në drejtimin diagonal, vetitë e elementeve mbeten pak a shumë afër. Le ta shqyrtojmë këtë drejtim me një shembull: berilium-alumin
Nga beriliumi Be tek alumini Al, mund të shkohet drejtpërdrejt përgjatë diagonales Be → A1, ose përmes borit B, domethënë përgjatë dy këmbëve Be → B dhe B → A1. Forcimi i vetive jometalike nga berili në bor dhe dobësimi i tyre nga bor në alumin shpjegon pse elementët beril dhe alumin, të vendosur diagonalisht, kanë një farë analogjie në veti, megjithëse nuk i përkasin të njëjtit nëngrup të sistemit periodik.
Kështu, ekziston një marrëdhënie e ngushtë midis tabelës periodike, strukturës së atomeve të elementeve dhe vetive kimike të tyre.
Vetitë e një atomi të çdo elementi - të dhurojë një elektron dhe të shndërrohet në një jon të ngarkuar pozitivisht - përcaktohen nga shpenzimi i energjisë, i quajtur energjia e jonizimit I *. Shprehet në kcal / g-atom ose xJ / g-atom.

Sa më pak kjo energji, aq më i fortë atomi i elementit shfaq veti reduktuese, aq më metalik është elementi; sa më shumë kjo energji, aq më të dobëta janë vetitë metalike, aq më shumë elementi shfaq veti jometalike. Vetia e një atomi të çdo elementi për të pranuar një elektron dhe për të transformuar veten në një jon të ngarkuar negativisht vlerësohet nga sasia e energjisë së çliruar, e cila quhet më energjike se afiniteti i elektroneve E; shprehet edhe në kcal/g-atom ose kJ/g-atom.

Afiniteti i elektroneve mund të jetë një masë e aftësisë së një elementi për të shfaqur veti jometalike. Sa më e madhe të jetë kjo energji, aq më jometalik është elementi dhe, anasjelltas, sa më e ulët të jetë energjia, aq më metalik është elementi.
Shpesh, për të karakterizuar vetitë e elementeve, përdoret një vlerë, e cila quhet elektronegativiteti.
Ai: përfaqëson shumën aritmetike të vlerave të energjisë së jonizimit dhe energjisë së afinitetit për një elektron

Konstanta është një masë e jometalitetit të elementeve. Sa më i madh të jetë, aq më i fortë është elementi që shfaq veti jometalike.
Duhet të kihet parasysh se të gjithë elementët janë në thelb të dyfishtë në natyrë. Ndarja e elementeve në metale dhe jometale është në një farë mase arbitrare, sepse nuk ka skaje të mprehta në natyrë. Me forcimin e vetive metalike të elementit dobësohen vetitë e tij jometalike dhe anasjelltas. Elementi më "metalik" - franciumi Fr - mund të konsiderohet më pak jometalik, më "jometalik" - fluori F - mund të konsiderohet më pak metaliku.
Duke përmbledhur vlerat e energjive të llogaritura - energjinë e jonizimit dhe energjinë e afinitetit të elektroneve - marrim: për cezium vlera është 90 kcal / g-a., për litium 128 kcal / g-a., për fluorin = 510 kcal / g-a. (vlera shprehet gjithashtu në kJ / g-a.). Këto janë vlerat absolute të elektronegativitetit. Për thjeshtësi, përdoren vlerat relative të elektronegativitetit, duke marrë si unitet elektronegativitetin e litiumit (128). Pastaj për fluorin (F) marrim:

Për ceziumin (Cs), elektronegativiteti relativ do të jetë
Në grafikun e ndryshimeve në elektronegativitetin e elementeve të nëngrupeve kryesore
grupet I-VII. krahasohen elektronegativitetet e elementeve të nëngrupeve kryesore të grupeve I-VII. Të dhënat e dhëna tregojnë pozicionin e vërtetë të hidrogjenit në periudhën e parë; rritje e pabarabartë e metalicitetit të elementeve, nga lart poshtë në nëngrupe të ndryshme; disa ngjashmëri të elementeve: hidrogjen - fosfor - telur (= 2.1), berilium dhe alumin (= 1.5) dhe një sërë elementësh të tjerë. Siç mund të shihet nga krahasimet e mësipërme, duke përdorur vlerat e elektronegativitetit, mund të krahasohen afërsisht me njëri-tjetrin, madje edhe elementë të nëngrupeve të ndryshme dhe periudhave të ndryshme.

Grafiku i ndryshimeve të elementeve elektronegative të nëngrupeve kryesore të grupeve I-VII.

Ligji periodik dhe tabela periodike e elementeve kanë një rëndësi të madhe filozofike, shkencore dhe metodologjike. Ato janë: një mjet për të njohur botën përreth nesh. Ligji periodik zbulon dhe pasqyron thelbin dialektik-materialist të natyrës. Sistemi periodik, ligjor dhe periodik i elementeve me të gjitha dëshmitë bindëse të unitetit dhe materialitetit të botës përreth nesh. Ato janë vërtetimi më i mirë i vlefshmërisë së veçorive kryesore të metodës dialektike marksiste të njohjes: a) ndërlidhja dhe ndërvarësia e objekteve dhe dukurive, b) vazhdimësia e lëvizjes dhe zhvillimit, c) kalimi i ndryshimeve sasiore në ato cilësore. , d) lufta dhe uniteti i të kundërtave.
Rëndësia e madhe shkencore e ligjit periodik qëndron në faktin se ai ndihmon zbulimet krijuese në fushën e shkencave kimike, fizike, mineralogjike, gjeologjike, teknike dhe të tjera. Përpara zbulimit të ligjit periodik, kimia ishte një grumbullim i informacionit faktik të shpërndarë pa komunikim të brendshëm; tani e gjithë kjo është sjellë në një sistem të vetëm harmonik. Shumë zbulime në fushën e kimisë dhe fizikës janë bërë në bazë të ligjit periodik dhe tabelës periodike të elementeve. Ligji periodik hapi rrugën për njohjen e strukturës së brendshme të atomit dhe bërthamës së tij. Ai pasurohet me zbulime të reja dhe konfirmohet si një ligj i palëkundur, objektiv i natyrës. Rëndësia e madhe metodologjike dhe metodologjike e ligjit periodik dhe e sistemit periodik të elementeve qëndron në faktin se në studimin e kimisë ato bëjnë të mundur zhvillimin e një botëkuptimi dialektik-materialist tek studenti dhe lehtësojnë asimilimin e lëndës së kimisë: Studimi i kimisë nuk duhet të bazohet në memorizimin e vetive të elementeve individuale dhe të përbërjeve të tyre, por në gjykimin e vetive të substancave të thjeshta dhe komplekse, bazuar në ligjet e shprehura nga ligji periodik dhe sistemi periodik i elementeve.