Spel

Period och dess fysiska betydelse. Periodisk lag för D. I. Mendeleev. Relation mellan element. Den fysiska betydelsen av kemisk periodicitet

Efter att ha studerat egenskaperna hos element ordnade i rad i stigande ordning efter deras atommassor, visade den store ryske vetenskapsmannen D.I. Mendeleev härledde 1869 lagen om periodicitet:

elementens egenskaper, och därför egenskaperna hos de enkla och komplexa kroppar som bildas av dem, är i ett periodiskt beroende av storleken på grundämnenas atomvikter.

modern formulering av Mendeleevs periodiska lag:

Egenskaperna hos kemiska element, såväl som formerna och egenskaperna hos föreningar av element, är i ett periodiskt beroende av laddningen av deras kärnor.

Antalet protoner i kärnan bestämmer värdet av den positiva laddningen av kärnan och följaktligen serienumret Z för elementet i det periodiska systemet. Det totala antalet protoner och neutroner kallas massa nummer A, den är ungefär lika med massan av kärnan. Alltså antalet neutroner (N) i kärnan kan hittas med formeln:

N = A - Z.

Elektronisk konfiguration- formeln för arrangemanget av elektroner i olika elektronskal av ett atom-kemiskt element

Eller molekyler.

17. Kvantantal och ordning för fyllningsenerginivåer och orbitaler i atomer. Regler för Klechkovsky

Ordningen för distribution av elektroner över energinivåer och undernivåer i skalet på en atom kallas dess elektroniska konfiguration. Tillståndet för varje elektron i en atom bestäms av fyra kvanttal:

1. Huvudkvantnummer n kännetecknar i största utsträckning energin hos en elektron i en atom. n = 1, 2, 3….. Elektronen har lägst energi vid n = 1, medan den är närmast atomkärnan.

2. Orbital (sida, azimutal) kvantantal l bestämmer formen på elektronmolnet och i liten utsträckning dess energi. För varje värde av huvudkvanttalet n kan orbitalkvanttalet ta noll och ett antal heltalsvärden: l = 0...(n-1)

Tillstånden för en elektron som kännetecknas av olika värden på l kallas vanligtvis energisubnivåerna för en elektron i en atom. Varje undernivå betecknas med en viss bokstav, den motsvarar en viss form av elektronmolnet (orbital).

3. Magnetiskt kvantnummer m l bestämmer de möjliga orienteringarna för elektronmolnet i rymden. Antalet sådana orienteringar bestäms av antalet värden som det magnetiska kvanttalet kan ta:

ml = -l, …0,…+l

Antalet sådana värden för en specifik l: 2l+1

Respektive: för s-elektroner: 2·0 +1=1 (en sfärisk orbital kan endast orienteras på ett sätt);

4. Spin kvantnummer m s o reflekterar närvaron av en elektron eget ögonblick rörelse.

Spinnkvanttalet kan bara ha två värden: m s = +1/2 eller –1/2

Fördelning av elektroner i multielektronatomer sker enligt tre principer:

Pauli princip

En atom kan inte ha elektroner som har samma uppsättning av alla fyra kvanttalen.

2. Hunds regel(spårvagnsregeln)

I atomens mest stabila tillstånd är elektroner belägna inom den elektroniska undernivån så att deras totala spinn är maximal. I likhet med proceduren för att fylla dubbla säten i en tom spårvagn som närmar sig hållplatsen - först sätter sig människor som inte känner varandra på dubbla säten (och elektroner i orbitaler) en efter en, och bara när de tomma dubbla sätena tar slut i två.

Principen om minimal energi (V.M. Klechkovskys regler, 1954)

1) Med en ökning av laddningen av en atoms kärna sker den successiva fyllningen av elektronorbitaler från orbitaler med ett mindre värde av summan av huvud- och orbitals femte tal (n + l) till orbitaler med ett större värde på denna summa.

2) För samma värden på summan (n + l) sker fyllningen av orbitaler sekventiellt i riktning mot att öka värdet på det huvudsakliga kvanttalet.

18. Metoder för modellering av kemiska bindningar: metoden för valensbindningar och metoden för molekylära orbitaler.

Valensbindningsmetod

Den enklaste är metoden för valensbindningar (BC), som föreslogs 1916 av den amerikanske fysikaliska kemisten Lewis.

Metoden för valensbindningar betraktar en kemisk bindning som ett resultat av attraktionen av två atomers kärnor till ett eller flera elektronpar som är gemensamma för dem. En sådan tvåelektron- och tvåcentrumbindning, lokaliserad mellan två atomer, kallas kovalent.

I princip är två mekanismer för bildandet av en kovalent bindning möjliga:

1. Parning av elektroner av två atomer under villkoret av motsatt orientering av deras spinn;

2. Donator-acceptor-interaktion, där ett färdigt elektronpar av en av atomerna (donator) blir vanligt i närvaro av en energetiskt gynnsam fri omloppsbana för en annan atom (acceptor).

Från de första lektionerna i kemi använde du bordet för D. I. Mendeleev. Det visar tydligt att alla kemiska element som bildar ämnena i världen omkring oss är sammankopplade och lyder gemensamma lagar, det vill säga de representerar en enda helhet - ett system av kemiska element. Därför, i modern vetenskap, kallas tabellen för D. I. Mendeleev det periodiska systemet för kemiska grundämnen.

Varför "periodisk", förstår du också, eftersom allmänna mönster i att ändra egenskaperna hos atomer, upprepas enkla och komplexa ämnen som bildas av kemiska element i detta system med vissa intervaller - perioder. Vissa av dessa mönster, som visas i Tabell 1, är redan kända för dig.

Således är alla kemiska grundämnen som finns i världen föremål för en enda, objektivt verkande periodisk lag i naturen, vars grafiska representation är Periodiskt system element. Denna lag och systemet bär namnet på den store ryske kemisten D. I. Mendeleev.

D. I. Mendeleev kom till upptäckten av den periodiska lagen genom att jämföra kemiska grundämnens egenskaper och relativa atommassa. För att göra detta skrev DI Mendeleev ned för varje kemiskt element på kortet: elementets symbol, värdet på den relativa atommassan (vid tiden för DI Mendeleev kallades detta värde atomvikt), formlerna och arten av högre oxid och hydroxid. Han ordnade 63 kemiska grundämnen som var kända vid den tiden i en kedja i stigande ordning efter deras relativa atommassor (fig. 1) och analyserade denna uppsättning grundämnen och försökte hitta vissa mönster i den. Som ett resultat av intensivt kreativt arbete upptäckte han att det i denna kedja finns intervall - perioder då egenskaperna hos elementen och de ämnen som bildas av dem förändras på liknande sätt (fig. 2).

Ris. ett.
Elementkort ordnade i ordning efter ökande relativa atommassor

Ris. 2.
Kort med grundämnen, ordnade i ordningen med periodiska förändringar i egenskaperna hos grundämnen och ämnen som bildas av dem

Laboratorieförsök nr 2
Modellering av konstruktionen av det periodiska systemet av D. I. Mendeleev

Simulera konstruktionen av det periodiska systemet av D. I. Mendeleev. För att göra detta, förbered 20 kort 6 x 10 cm i storlek för element med serienummer från 1 till 20. På varje kort, ange följande information om elementet: kemisk symbol, namn, relativ atommassa, formel för den högsta oxiden, hydroxid (ange deras natur inom parentes - basisk, sur eller amfoter), formel för en flyktig väteförening (för icke-metaller).

Blanda korten och arrangera dem sedan i en rad i stigande ordning efter grundämnenas relativa atommassa. Placera liknande grundämnen från den 1:a till den 18:e under den andra: väte över litium respektive kalium under natrium, kalcium under magnesium, helium under neon. Formulera det mönster du har identifierat i form av en lag. Var uppmärksam på diskrepansen mellan de relativa atommassorna av argon och kalium och deras placering i enlighet med de gemensamma egenskaperna hos elementen. Förklara orsaken till detta fenomen.

Vi listar återigen, med hjälp av moderna termer, de regelbundna förändringar i egenskaper som förekommer inom perioderna:

metalliska egenskaper försvagas;
icke-metalliska egenskaper förbättras;
graden av oxidation av element i högre oxider ökar från +1 till +8;
graden av oxidation av element i flyktiga väteföreningar ökar från -4 till -1;
oxider från basiska till amfotera ersätts med sura;
hydroxider från alkalier till amfotära hydroxider ersätts med syrehaltiga syror.

Baserat på dessa observationer, drog D. I. Mendeleev 1869 slutsatsen - han formulerade den periodiska lagen, som med moderna termer låter så här:

Genom att systematisera kemiska element på grundval av deras relativa atommassa, ägnade D. I. Mendeleev också stor uppmärksamhet åt egenskaperna hos elementen och de ämnen de bildade, och fördelade element med liknande egenskaper i vertikala kolumner - grupper. Ibland, i strid med den regelbundenhet han avslöjade, satte han tyngre element före element med lägre värden på relativ atommassa. Till exempel skrev han i sin tabell kobolt före nickel, tellur före jod, och när inerta (ädel) gaser upptäcktes, argon före kalium. D. I. Mendeleev ansåg denna ordningsföljd nödvändig eftersom dessa element annars skulle falla in i grupper av element som inte liknar dem i egenskaper. Så i synnerhet skulle alkalimetallkalium falla in i gruppen inerta gaser och den inerta gasen argon i gruppen alkalimetaller.

D. I. Mendeleev kunde inte förklara dessa undantag från den allmänna regeln, liksom orsaken till periodiciteten i förändringen av egenskaperna hos elementen och de ämnen som bildas av dem. Han förutsåg dock att detta skäl ligger i atomens komplexa struktur. Det var den vetenskapliga intuitionen hos D. I. Mendeleev som gjorde det möjligt för honom att konstruera ett system av kemiska grundämnen, inte i ordningen för att öka deras relativa atommassor, utan i ordningen med ökande laddningar av deras atomkärnor. Det faktum att grundämnenas egenskaper bestäms exakt av laddningarna i deras atomkärnor bevisas vältaligt av förekomsten av isotoper som du träffade förra året (kom ihåg vad de är, ge exempel på isotoper du vet).

I enlighet med moderna idéer om atomens struktur är grunden för klassificeringen av kemiska element laddningarna för deras atomkärnor, och den moderna formuleringen av den periodiska lagen är som följer:

Periodiciteten i förändringen av egenskaperna hos element och deras föreningar förklaras av den periodiska upprepningen i strukturen av de yttre energinivåerna hos deras atomer. Det är antalet energinivåer, det totala antalet elektroner som finns på dem och antalet elektroner på den yttre nivån som återspeglar symboliken som antagits i det periodiska systemet, dvs de avslöjar den fysiska betydelsen av elementets ordningsnummer, periodnumret och gruppnumret (vad består det av?).

Atomens struktur gör det också möjligt att förklara orsakerna till förändringen i de metalliska och icke-metalliska egenskaperna hos grundämnen i perioder och grupper.

Följaktligen sammanfattar den periodiska lagen och det periodiska systemet för D. I. Mendeleev information om de kemiska elementen och de ämnen som bildas av dem och förklarar periodiciteten i förändringen av deras egenskaper och orsaken till likheten mellan egenskaperna hos element i samma grupp.

Dessa två viktigaste betydelser av den periodiska lagen och det periodiska systemet av D. I. Mendeleev kompletteras med en annan, som är förmågan att förutsäga, det vill säga att förutsäga, beskriva egenskaper och indikera sätt att upptäcka nya kemiska grundämnen. Redan vid skapandet av det periodiska systemet gjorde D. I. Mendeleev ett antal förutsägelser om egenskaperna hos element som ännu inte var kända vid den tiden och angav sätten för deras upptäckt. I tabellen han skapade lämnade D. I. Mendeleev tomma celler för dessa element (Fig. 3).

Ris. 3.
Det periodiska systemet för element som föreslagits av D. I. Mendeleev

Livliga exempel på den periodiska lagens förutsägelsekraft var de efterföljande upptäckterna av elementen: 1875 upptäckte fransmannen Lecoq de Boisbaudran gallium, förutspått av D. I. Mendeleev fem år tidigare som ett grundämne kallat "ekaaluminum" (eka - följande); 1879 upptäckte svensken L. Nilsson "ekabor" enligt D. I. Mendeleev; 1886 av tysken K. Winkler - "ecasilicon" enligt D. I. Mendeleev (definiera de moderna namnen på dessa element från D. I. Mendeleevs bord). Hur exakt D. I. Mendeleev var i sina förutsägelser illustreras av uppgifterna i Tabell 2.

Tabell 2
Förutspådda och experimentellt observerade egenskaper hos germanium

Förutspått av D. I. Mendeleev 1871	Upprättad av K. Winkler 1886
Relativ atommassa nära 72	Relativ atommassa 72,6
Grå eldfast metall	Grå eldfast metall
Metallens densitet är cirka 5,5 g/cm 3	Metalldensitet 5,35 g/cm 3
Oxidformel E0 2	Ge0 2 oxidformel
Oxidens densitet är cirka 4,7 g/cm 3	Oxiddensitet 4,7 g/cm 3
Oxid reduceras ganska lätt till metall	Oxid Ge0 2 reduceras till metall vid upphettning i en vätestråle
ES1 4 klorid bör vara en vätska med en kokpunkt på cirka 90 ° C och en densitet på cirka 1,9 g / cm 3	Germaniumklorid (IV) GeCl 4 är en vätska med en kokpunkt på 83 ° C och en densitet på 1,887 g / cm 3

Forskare som upptäckt nya grundämnen uppskattade mycket den ryska forskarens upptäckt: ”Det kan knappast finnas ett tydligare bevis för giltigheten av läran om grundämnenas periodicitet än upptäckten av det fortfarande hypotetiska ekasilikonet; det är naturligtvis mer än en enkel bekräftelse på en djärv teori - den markerar en enastående utvidgning av det kemiska synfältet, ett jättesteg inom kunskapsområdet ”(K. Winkler).

De amerikanska forskarna som upptäckte grundämnet nr 101 gav det namnet "mendelevium" som ett erkännande av den stora ryske kemisten Dmitri Mendeleev, som var den första som använde det periodiska systemet för att förutsäga egenskaperna hos grundämnen som ännu inte var upptäckt.

Ni träffades i 8:an och kommer att använda årets form av det periodiska systemet, som kallas kort period. I profilklasser och i högre utbildning används dock övervägande en annan form - långtidsversionen. Jämför dem. Vad är samma och vad är olika i dessa två former av det periodiska systemet?

Nya ord och begrepp

Periodisk lag för D. I. Mendeleev.
Det periodiska systemet av kemiska element av D. I. Mendeleev är en grafisk representation av den periodiska lagen.
Den fysiska betydelsen av elementnummer, periodnummer och gruppnummer.
Mönster av förändringar i egenskaper hos element i perioder och grupper.
Betydelsen av den periodiska lagen och det periodiska systemet av kemiska element av D. I. Mendeleev.

Arbetsuppgifter för självständigt arbete

Bevisa att D. I. Mendeleevs periodiska lag, precis som alla andra naturlagar, utför förklarande, generaliserande och prediktiva funktioner. Ge exempel som illustrerar dessa funktioner hos andra lagar som du känner till från kurser i kemi, fysik och biologi.
Nämn det kemiska grundämnet i vars atom elektronerna är ordnade i nivåer enligt en serie tal: 2, 5. Vilken enkel substans bildar detta grundämne? Vad är formeln för dess väteförening och vad heter den? Vilken formel har den högsta oxiden av detta element, vad är dess karaktär? Skriv ner reaktionsekvationerna som kännetecknar egenskaperna hos denna oxid.
Beryllium brukade klassificeras som ett element i grupp III och dess relativa atommassa ansågs vara 13,5. Varför överförde D. I. Mendeleev det till grupp II och korrigerade atommassan av beryllium från 13,5 till 9?
Skriv reaktionsekvationerna mellan ett enkelt ämne som bildas av ett kemiskt element i vars atom elektroner är fördelade över energinivåer enligt en serie tal: 2, 8, 8, 2 och enkla ämnen som bildas av grundämnen nr 7 och Nr 8 i det periodiska systemet. Vad är det för typ kemisk bindning i reaktionsprodukterna? Vilken är den kristallina strukturen för de initiala enkla ämnena och produkterna av deras interaktion?
Ordna följande element i ordning efter ökande metalliska egenskaper: As, Sb, N, P, Bi. Motivera den resulterande serien baserat på strukturen av atomerna i dessa element.
Ordna följande element i ordning för att stärka icke-metalliska egenskaper: Si, Al, P, S, Cl, Mg, Na. Motivera den resulterande serien baserat på strukturen av atomerna i dessa element.
Ordna i ordning för att försvaga syraegenskaperna hos oxiderna, vars formler är: SiO 2, P 2 O 5, Al 2 O 3, Na 2 O, MgO, Cl 2 O 7. Motivera den resulterande serien. Skriv ner formlerna för de hydroxider som motsvarar dessa oxider. Hur förändras deras sura karaktär i serien du föreslog?
Skriv formlerna för oxiderna av bor, beryllium och litium och ordna dem i stigande ordning efter deras huvudsakliga egenskaper. Skriv ner formlerna för de hydroxider som motsvarar dessa oxider. Vad är deras kemiska natur?
Vad är isotoper? Hur bidrog upptäckten av isotoper till bildandet av den periodiska lagen?
Varför ändras laddningarna av grundämnenas atomkärnor i det periodiska systemet av DI Mendeleev monotont, dvs. laddningen av kärnan för varje efterföljande element ökar med en jämfört med laddningen av atomkärnan i det föregående elementet, och egenskaperna av grundämnena och de ämnen de bildar förändras med jämna mellanrum?
Ge tre formuleringar av den periodiska lagen, där den relativa atommassan, laddningen av atomkärnan och strukturen av externa energinivåer i atomens elektronskal tas som grund för systematiseringen av kemiska grundämnen.

IV - VII - stora perioder, eftersom består av två rader (jämna och udda) av element.

I jämna rader av stora perioder finns typiska metaller. Den udda serien börjar med en metall, sedan försvagas de metalliska egenskaperna och de icke-metalliska egenskaperna ökar, perioden slutar med en inert gas.

Gruppär en vertikal rad av chem. grundämnen kombinerade av kemi. egenskaper.

Grupp

huvudundergrupp sekundär undergrupp

Huvudundergruppen omfattar Den sekundära undergruppen omfattar

inslag av både små och stora element av endast stora perioder.

perioder.

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

liten stor stor

För element kombinerade i samma grupp är följande mönster karakteristiska:

1. Högsta valens av grundämnen i föreningar med syre(med några få undantag) motsvarar gruppnumret.

Element av sekundära undergrupper kan också uppvisa en annan högre valens. Till exempel bildar Cu - ett grundämne i grupp I i sidoundergruppen - oxid Cu 2 O. Det vanligaste är dock föreningar av tvåvärd koppar.

2. I huvudundergrupperna(uppifrån och ner) med en ökning av atommassorna ökar elementens metalliska egenskaper och de icke-metalliska försvagas.

Atomens struktur.

Länge dominerades vetenskapen av åsikten att atomer är odelbara, d.v.s. innehåller inte enklare komponenter.

Men i slutet av 1800-talet fastställdes ett antal fakta som vittnade om atomernas komplexa sammansättning och möjligheten till deras inbördes omvandlingar.

Atomer är komplexa formationer byggda av mindre strukturella enheter.

kärna

p+ - proton

atom

n0 - neutron

ē - elektron - utanför kärnan

För kemi är strukturen hos atomens elektronskal av stort intresse. Under elektronskal förstå helheten av alla elektroner i en atom. Antalet elektroner i en atom är lika med antalet protoner, dvs. grundämnets atomnummer, eftersom atomen är elektriskt neutral.

Den viktigaste egenskapen hos en elektron är energin i dess bindning med en atom. Elektroner med liknande energivärden bildar en singel elektroniskt lager.

Varje chem. element i det periodiska systemet numrerades.

Numret som varje element får kallas serienummer.

Den fysiska betydelsen av serienumret:

1. Vilket är grundämnets serienummer, sådan är laddningen av atomkärnan.

2. Samma antal elektroner kretsar runt kärnan.

Z = p + Z - elementnummer

n 0 \u003d A - Z

n 0 \u003d A - p + A - grundämnets atommassa

n 0 \u003d A - ē

Till exempel Li.

Periodnumrets fysiska betydelse.

Under vilken period är grundämnet, hur många elektronskal (lager) kommer det att ha.

Inte +2

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

Bestämning av det maximala antalet elektroner i ett elektronskal.

Alternativ 1

A1. Vad är den fysiska betydelsen av gruppnumret i tabellen för D.I. Mendeleev?

2. Detta är laddningen av kärnan i en atom

4. Detta är antalet neutroner i kärnan

A2. Hur många energinivåer är det?

1. Ordningsnummer

2. Periodnummer

3. Gruppnummer

4. Antal elektroner

A3.

2. Detta är antalet energinivåer i en atom

3. Detta är antalet elektroner i en atom

A4. Ange antalet elektroner i den yttre energinivån i fosforatomen:

1. 7 elektroner

2. 5 elektroner

3. 2 elektroner

4. 3 elektroner

A5. I vilken rad finns formlerna för hydrider?

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. NEJ, N 2 O 3 , N 2 O 5 , N 2 O

A 6. I vilken förening är kvävets oxidationstillstånd lika med +1?

1. N 2 O 3

2. NEJ

3. N 2 O 5

4. N 2 O

A7. Vilken förening motsvarar mangan(II)oxid:

1. MNO 2

2. Mn 2 O 7

3. MnCl 2

4. MNO

A8. Vilken ordning innehåller bara enkla ämnen?

1. Syre och ozon

2. Svavel och vatten

3. Kol och brons

4. Socker och salt

A9. Bestäm grundämnet om dess atom har 44 elektroner:

1. kobolt

2. tenn

3. rutenium

4. niob

A10. Vad har ett atomärt kristallgitter?

1. jod

2. germanium

3. ozon

4. vit fosfor

I 1. Match

Antalet elektroner i en atoms yttre energinivå

Kemiskt element symbol

A. 3

B. 1

VID 6

G. 4

1) S 6) C

2) Fr 7) Han

3) Mg 8) Ga

4) Al 9) Te

5) Si 10) K

I 2. Match

Ämnets namn

Ämnesformel

A. Oxidsvavel(VI)

B. Natriumhydrid

B. Natriumhydroxid

G. Järn(II)klorid

1) SÅ 2

2) FeCl 2

3) FeCl 3

4) NaH

5) SÅ 3

6) NaOH

Alternativ 2

A1. Vad är den fysiska betydelsen av periodnumret i tabellen över D.I. Mendeleev?

1. Detta är antalet energinivåer i en atom

2. Detta är laddningen av kärnan i en atom

3. Detta är antalet elektroner i en atoms yttre energinivå

4. Detta är antalet neutroner i kärnan

A2. Vad är antalet elektroner i en atom?

1. Ordningsnummer

2. Periodnummer

3. Gruppnummer

4. Antal neutroner

A3. Vad är den fysiska betydelsen av ett kemiskt elements atomnummer?

1. Detta är antalet neutroner i kärnan

2. Detta är laddningen av kärnan i en atom

3. Detta är antalet energinivåer i en atom

4. Detta är antalet elektroner i en atoms yttre energinivå

A4. Ange antalet elektroner i den yttre energinivån i kiselatomen:

1. 14 elektroner

2. 4 elektroner

3. 2 elektroner

4. 3 elektroner

A5. Vilken rad innehåller formlerna för oxider?

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. NEJ, N 2 O 3 , N 2 O 5 , N 2 O

A 6. Vilken förening har oxidationstillståndet för klor -1?

1. Cl 2 O 7

2. HClO

3. HCl

4. Cl 2 O 3

A7. Vilken förening motsvarar kväveoxid (IIjag):

1. N 2 O

2. N 2 O 3

3. NEJ

4. H 3 N

A8. I vilken ordning finns enkla och komplexa ämnen?

1. Diamant och ozon

2. Guld och koldioxid

3. Vatten och svavelsyra

4. Socker och salt

A9. Bestäm grundämnet om det finns 56 protoner i dess atom:

1. järn

2. tenn

3. barium

4. mangan

A10. Vad har ett molekylärt kristallgitter?

diamant-

kisel

strass

bor

I 1. Match

Antal energinivåer i en atom

Kemiskt element symbol

A. 5

B. 7

V. 3

G. 2

1) S 6) C

2) Fr 7) Han

3) Mg 8) Ga

4) B 9) Te

5) Sn 10) Rf

I 2. Match

Ämnets namn

Ämnesformel

A. Kolhydrid (jagv)

B. Kalciumoxid

B. Kalciumnitrid

D. Kalciumhydroxid

1) H 3 N

2) Ca(OH) 2

3) KOH

4) CaO

5) CH 4

6) Ca 3 N 2

Begreppet grundämnen som primära ämnen kom från urminnes tider och har gradvis förändrats och förfinats, har kommit ner till vår tid. Grundarna av vetenskapliga åsikter om kemiska grundämnen är R. Boyle (600-talet), M. V. Lomonosov (1700-talet) och Dalton (1800-talet).
TILL tidiga XIX v. ett 30-tal element var kända, vid mitten av 1800-talet - ett 60-tal. När antalet element ackumulerades uppstod uppgiften att systematisera dem. Sådana försök att D.I. Mendelejev var minst femtio; systematiseringen baserades på: atomvikt (nu kallad atommassa), kemisk motsvarighet och valens. Genom att närma sig klassificeringen av kemiska element på ett metafysiskt sätt, försöka systematisera endast de element som var kända vid den tiden, kunde ingen av D. I. Mendeleevs föregångare upptäcka den universella sammankopplingen av element, skapa ett enda harmoniskt system som återspeglar lagen om materiens utveckling. Denna viktiga uppgift för vetenskapen löstes briljant 1869 av den store ryske vetenskapsmannen D. I. Mendeleev, som upptäckte den periodiska lagen.
Mendeleev tog som grund för systematisering: a) atomvikt och b) kemisk likhet mellan grundämnen. Den mest slående exponenten för likheten mellan egenskaperna hos element är deras samma högre valens. Både atomvikten (atommassan) och den högsta valensen för ett grundämne är kvantitativa, numeriska konstanter som är lämpliga för systematisering.
Genom att ordna alla 63 element som var kända vid den tiden i rad i ordning efter ökande atommassor, märkte Mendeleev den periodiska upprepningen av elementens egenskaper med ojämna intervall. Som ett resultat skapade Mendeleev den första versionen av det periodiska systemet.
Den regelbundna karaktären av förändringen i atommassorna av elementen längs bordets vertikaler och horisonter, såväl som de tomma utrymmena som bildades i det, gjorde det möjligt för Mendeleev att djärvt förutsäga närvaron i naturen av ett antal element som ännu inte var kända för vetenskapen vid den tiden och till och med beskriver deras atommassa och grundläggande egenskaper, baserat på de antagna positionselementen i tabellen. Detta skulle kunna göras endast på grundval av ett system som objektivt återspeglar lagen om materiens utveckling. Kärnan i den periodiska lagen formulerades av DI Mendeleev 1869: "Egenskaperna hos enkla kroppar, såväl som formerna och egenskaperna hos sammansättningar av element, är i ett periodiskt beroende av storleken på atomvikterna (massorna) hos element.”

Periodiskt system av element.
År 1871 ger D. I. Mendeleev den andra versionen av det periodiska systemet (den så kallade korta formen av tabellen), där han avslöjar de olika graderna av förhållandet mellan elementen. Denna version av systemet gjorde det möjligt för Mendeleev att förutsäga existensen av 12 element och beskriva egenskaperna hos tre av dem med mycket hög noggrannhet. Mellan 1875 och 1886 dessa tre element upptäcktes och en fullständig sammanträffande av deras egenskaper med de som förutspåtts av den store ryska vetenskapsmannen avslöjades. Dessa element fick följande namn: scandium, gallium, germanium. Efter det fick den periodiska lagen universellt erkännande som en objektiv naturlag och är nu grunden för kemi, fysik och andra naturvetenskaper.

Det periodiska systemet av kemiska grundämnen är ett grafiskt uttryck för den periodiska lagen. Det är känt att ett antal lagar, förutom verbala formuleringar, kan representeras grafiskt och uttryckas med matematiska formler. Sådan är den periodiska lagen; bara de som tillhör honom matematiska mönster, som kommer att diskuteras nedan, är ännu inte förenade av en allmän formel. Kunskaper om det periodiska systemet underlättar studiet av kursen allmän kemi.
Utformningen av det moderna periodiska systemet skiljer sig i princip lite från versionen av 1871. Symbolerna för elementen i det periodiska systemet är ordnade i vertikala och horisontella kolumner. Detta leder till att element förenas i grupper, undergrupper, perioder. Varje element upptar en viss cell i tabellen. Vertikala grafer är grupper (och undergrupper), horisontella grafer är perioder (och serier).

grupp kallas en uppsättning grundämnen med samma valens i syre. Denna högsta valens bestäms av gruppnumret. Eftersom summan av de högre valenserna för syre och väte för icke-metalliska grundämnen är åtta, är det lätt att bestämma formeln för en högre väteförening genom gruppnumret. Så för fosfor - ett element i den femte gruppen - är den högsta valensen i syre fem, formeln för den högsta oxiden är P2O5 och formeln för föreningen med väte är PH3. För svavel, ett element i den sjätte gruppen, är formeln för den högsta oxiden SO3, och den högsta föreningen med väte är H2S.
Vissa element har en högre valens som inte är lika med antalet deras grupper. Sådana undantag är koppar Cu, silver Ag, guld Au. De är i den första gruppen, men deras valens varierar från ett till tre. Till exempel finns det föreningar: CuO; Sedan; Cu2O3; Au2O3. Syre placeras i den sjätte gruppen, även om dess föreningar med en valens högre än två nästan aldrig hittas. Fluor P - ett grundämne i grupp VII - är monovalent i sina viktigaste föreningar; brom Br - ett element i grupp VII - är maximalt femvärt. Det finns särskilt många undantag i grupp VIII. Det finns bara två element i det: rutenium Ru och osmium Os uppvisar en valens på åtta, deras högre oxider har formlerna RuO4 och OsO4 Valensen för de återstående elementen i grupp VIII är mycket lägre.
Till en början bestod Mendeleevs periodiska system av åtta grupper. I slutet av XIX-talet. inerta element upptäcktes, förutspått av den ryska forskaren N. A. Morozov, och det periodiska systemet fylldes på med den nionde gruppen i rad - noll till antalet. Nu anser många forskare att det är nödvändigt att återgå till uppdelningen av alla element igen i 8 grupper. Detta gör systemet slankare; Från oktettgruppernas (åtta) positioner blir vissa regler och lagar tydligare.

Inslagen i gruppen fördelas enl undergrupper. En undergrupp kombinerar element från en given grupp som är mer lika i sina kemiska egenskaper. Denna likhet beror på analogin i strukturen hos elektronskalen hos elementens atomer. I det periodiska systemet är symbolerna för elementen i var och en av undergrupperna placerade strikt vertikalt.
I de första sju grupperna finns en huvud- och en sekundär undergrupp; i den åttonde gruppen finns en huvudundergrupp, "inerta" element och tre sekundära. Namnet på varje undergrupp ges vanligtvis av namnet på det översta elementet, till exempel: litiumundergrupp (Li-Na-K-Rb-Cs-Fr), kromundergrupp (Cr-Mo-W). Medan elementen i samma undergrupp är kemiska analoger, element i olika undergrupper av samma grupp skiljer sig ibland mycket kraftigt åt i sina egenskaper. En gemensam egenskap för elementen i huvud- och sekundärundergrupperna i samma grupp är i princip bara deras samma högsta valens för syre. Så mangan Mn och klor C1, som finns i olika undergrupper av grupp VII, har kemiskt nästan ingenting gemensamt: mangan är en metall, klor är en typisk icke-metall. Formlerna för deras högre oxider och motsvarande hydroxider är emellertid liknande: Mn2O7 - Cl2O7; HMnO4 - HC1O4.
I det periodiska systemet finns två horisontella rader med 14 element utanför grupperna. Vanligtvis placeras de längst ner på bordet. En av dessa rader består av element som kallas lantanider (bokstavligen: liknar lantan), den andra raden - element av aktinider (liknar aktinium). Aktinidsymbolerna finns under lantanidsymbolerna. Detta arrangemang avslöjar 14 kortare undergrupper, som var och en består av 2 element: dessa är den andra sidan, eller lantanid-aktinid undergrupper.
På basis av vad som sagts finns: a) huvudundergrupper, b) sidoundergrupper och c) andra sidoundergrupper (lantanidaktinid).

Det bör noteras att några av huvudundergrupperna också skiljer sig från varandra i strukturen av atomerna i deras element. Baserat på detta kan alla undergrupper av det periodiska systemet delas in i 4 kategorier.
I. Huvudundergrupper av grupperna I och II (litium- och berylliumundergrupper).
II. Sex huvudundergrupper III - IV - V - VI - VII - VIII-grupper (undergrupper av bor, kol, kväve, syre, fluor och neon).
III. Tio sekundära undergrupper (en vardera i grupp I-VII och tre i grupp VIII). jfc,
IV. Fjorton lantanid-aktinid undergrupper.
Antalet undergrupper av dessa 4 kategorier är aritmetisk progression: 2-6-10-14.
Det bör noteras att det översta elementet i en huvudundergrupp är i period 2; det övre elementet på vilken sida som helst - i den fjärde perioden; det översta elementet i någon lantanid-aktinid undergrupp är i den sjätte perioden. Sålunda, med varje ny jämn period av det periodiska systemet, uppstår nya kategorier av undergrupper.
Varje element, förutom att vara i en viss grupp och undergrupp, är också i en av de sju perioderna.
En period är en sådan sekvens av element, under vilken deras egenskaper ändras i ordningsföljd för gradvis förstärkning från typiskt metalliskt till typiskt icke-metalliskt (metalloid). Varje period slutar med ett inert element. När de metalliska egenskaperna försvagas börjar icke-metalliska egenskaper uppträda i elementen och ökar gradvis; i mitten av perioderna finns det oftast element som kombinerar, i en eller annan grad, både metalliska och icke-metalliska egenskaper. Dessa element kallas ofta amfotera.

Periodernas sammansättning.
Perioder är inte enhetliga i antalet element som ingår i dem. De tre första kallas små, de andra fyra kallas stora. På fig. 8 visar periodernas sammansättning. Antalet element i en period uttrycks med formeln 2p2 där n är ett heltal. I period 2 och 3 finns det 8 element vardera; i 4 och 5 - 18 element vardera; i 6-32 element; i 7, ännu inte färdig, finns det 18 element, även om det teoretiskt också borde finnas 32 element.
Original 1 period. Den innehåller bara två grundämnen: väte H och helium He. Övergången av egenskaper från metalliskt till icke-metalliskt sker: här i ett typiskt amfotert element - väte. Den senare, enligt vissa metalliska egenskaper som är inneboende i den, leder undergruppen av alkalimetaller, enligt dess icke-metalliska egenskaper leder den undergruppen av halogener. Väte placeras därför ofta i det periodiska systemet två gånger - i grupp 1 och 7.

Periodernas olika kvantitativa sammansättning leder till en viktig konsekvens: angränsande element av små perioder, till exempel kol C och kväve N, skiljer sig kraftigt från varandra i sina egenskaper, medan angränsande element av stora perioder, till exempel, bly Pb och vismut Bi, är mycket närmare varandra i egenskaper, eftersom förändringen i elementens natur i stora perioder sker i små hopp. I separata sektioner av långa perioder observeras till och med en så långsam nedgång i metallicitet att intilliggande element visar sig vara mycket lika i sina kemiska egenskaper. Sådan är till exempel triaden av element från den fjärde perioden: järn Fe - kobolt Co - nickel Ni, som ofta kallas "järnfamiljen". Horisontell likhet (horisontell analogi) överlappar här även vertikal likhet (vertikal analogi); Alltså är grundämnena i järnundergruppen - järn, rutenium, osmium - mindre kemiskt lika varandra än grundämnena i "järnfamiljen".
Det mest slående exemplet på en horisontell analogi är lantaniderna. Alla av dem är kemiskt lika varandra och lantan La. I naturen finns de i företag, det är svårt att separera, den typiska högsta valensen för de flesta av dem är 3. En speciell intern periodicitet har hittats i lantanider: var åttonde av dem, i ordningsföljd, upprepas i viss mån den förstas egenskaper och valenstillstånd, dvs den från vilken räkningen börjar. Således liknar terbium Tb cerium Ce; lutetium Lu - till gadolinium Gd.
Aktinider liknar lantanider, men deras horisontella analogi manifesteras i mycket mindre utsträckning. Den högsta valensen för vissa aktinider (till exempel uran U) når sex. I grunden möjlig och bland dem har intern periodicitet ännu inte bekräftats.

Arrangemang av grundämnen i det periodiska systemet. Moseleys lag.

DI Mendeleev ordnade elementen i en viss sekvens, ibland kallad "Mendeleev-serien". I allmänhet är denna sekvens (numrering) förknippad med en ökning av grundämnenas atommassa. Det finns dock undantag. Ibland är det logiska förloppet för grundämnena. förändringen i valens är i konflikt med förloppet av förändringen i atommassorna I sådana fall, behovet av att ge företräde åt någon av dessa två systematiseringsbaser.I vissa fall bröt DI Mendeleev principen om arrangemanget av element enligt ökande atommassor och förlitat sig på den kemiska analogin mellan grundämnena Om Mendeleev hade placerat nickel Ni före kobolt Co, jod I före Te tellur, då skulle dessa grundämnen falla in i undergrupper och grupper som inte motsvarar deras egenskaper och deras högsta valens.
År 1913 märkte den engelske vetenskapsmannen G. Moseley, som studerade spektra av röntgenstrålar för olika grundämnen, ett mönster som förbinder antalet element i Mendeleevs periodiska system med våglängden för dessa strålar, vilket är ett resultat av bestrålningen av vissa element med katodmoln. Det visade sig att kvadratrötterna för de ömsesidiga värdena för våglängderna för dessa strålar är linjärt relaterade till ordningsnumren för motsvarande element. G. Moseleys lag gjorde det möjligt att verifiera riktigheten av "Mendeleev-serien" och bekräftade dess oklanderlighet.
Låt till exempel värdena för element nr 20 och nr 30 vara kända, vars nummer i systemet inte orsakar oss tvivel. Dessa värden är relaterade till de angivna talen i ett linjärt förhållande. För att till exempel kontrollera riktigheten av talet som tilldelats kobolt (27), och att döma av atommassan, borde nickel ha haft detta nummer, det bestrålas med katodstrålar: som ett resultat sänds röntgenstrålar ut från kobolt . Genom att sönderdela dem på lämpliga diffraktionsgitter (på kristaller) får vi spektrumet av dessa strålar och, genom att välja den tydligaste av spektrallinjerna, mäter vi våglängden () för strålen som motsvarar denna linje; sätt sedan åt sidan värdet på ordinatan. Från den erhållna punkten A ritar vi en rät linje parallell med x-axeln, tills den skär den tidigare identifierade räta linjen. Från skärningspunkten B sänker vi vinkelrät mot abskissaxeln: det kommer exakt att indikera för oss antalet kobolt lika med 27. Så fick det periodiska systemet av element av DI Mendeleev - frukten av forskarens logiska slutsatser - experimentell bekräftelse.

Den moderna formuleringen av den periodiska lagen. Den fysiska betydelsen av elementets ordningsnummer.

Efter G. Moseleys arbete började atommassan hos ett grundämne gradvis ge vika för sin ledande roll till en ny, ännu inte klar i sin inre (fysiska) betydelse, men en tydligare konstant - ordinalen eller, som de är. kallas nu grundämnets atomnummer. Den fysiska innebörden av denna konstant avslöjades 1920 av den engelska vetenskapsmannen D. Chadwicks arbete. D. Chadwick fastställde experimentellt att ett grundämnes ordningsnummer är numeriskt lika med värdet av den positiva laddningen Z i kärnan i en atom av detta grundämne, dvs antalet protoner i kärnan. Det visade sig att D. I. Mendeleev, utan att misstänka det, ordnade elementen i en sekvens som exakt motsvarar ökningen av laddningen av kärnorna i deras atomer.
Vid samma tidpunkt slogs det också fast att atomer av samma grundämne kan skilja sig från varandra i sin massa; sådana atomer kallas isotoper. Atomer kan tjäna som exempel: och . I det periodiska systemet upptar isotoper av samma element en cell. I samband med upptäckten av isotoper klargjordes begreppet kemiskt grundämne. För närvarande är ett kemiskt element en typ av atomer som har samma kärnladdning - samma antal protoner i kärnan. Även formuleringen av den periodiska lagen förfinades. Den moderna formuleringen av lagen säger: egenskaperna hos element och deras föreningar är i ett periodiskt beroende av storleken, laddningen av kärnorna i deras atomer.
Andra egenskaper hos de element som är associerade med strukturen hos de yttre elektroniska lagren av atomer, atomvolymer, joniseringsenergi och andra egenskaper ändras också periodiskt.

Periodiskt system och struktur av elektronskal av atomer av element.

Senare fann man att inte bara elementets serienummer har en djup fysisk betydelse, utan även andra begrepp som tidigare övervägts fick gradvis en fysisk betydelse. Till exempel, gruppnumret, som indikerar elementets högsta valens, avslöjar därmed det maximala antalet elektroner i en atom av ett visst element som kan delta i bildandet av en kemisk bindning.
Periodnumret visade sig i sin tur vara relaterat till antalet energinivåer som finns i elektronskalet hos en atom i ett element i en given period.
Så till exempel betyder "koordinaterna" för tenn Sn (serienummer 50, period 5, huvudundergrupp i grupp IV) att det finns 50 elektroner i tennatomen, de är fördelade över 5 energinivåer, endast 4 elektroner är valens .
Den fysiska innebörden av att hitta element i undergrupper av olika kategorier är extremt viktig. Det visar sig att för element som är belägna i undergrupper av kategori I, är nästa (sista) elektron belägen på s-undernivån på den yttre nivån. Dessa element tillhör den elektroniska familjen. För atomer av element belägna i undergrupper av kategori II, är nästa elektron belägen på p-subnivån på den yttre nivån. Dessa är elementen i den elektroniska "p"-familjen. Sålunda är nästa 50:e elektron av tennatomer belägen på p-subnivån av den yttre, dvs. 5:e energinivån.
För atomer av element i undergrupper av kategori III är nästa elektron belägen på d-undernivån, men redan före den yttre nivån är dessa element i den elektroniska familjen "d". För lantanid- och aktinidatomer är nästa elektron belägen på f-subnivån, före den yttre nivån. Dessa är elementen i den elektroniska familjen "f".
Det är därför ingen slump att antalet undergrupper av dessa 4 kategorier som noterats ovan, det vill säga 2-6-10-14, sammanfaller med det maximala antalet elektroner i s-p-d-f-undernivåerna.
Men det visar sig att det är möjligt att lösa problemet med ordningen för att fylla elektronskalet och härleda en elektronisk formel för en atom av vilket element som helst och på basis av det periodiska systemet, vilket tydligt indikerar nivån och undernivån för varje successiv elektron. Det periodiska systemet indikerar också placeringen av element efter varandra i perioder, grupper, undergrupper och fördelningen av deras elektroner efter nivåer och undernivåer, eftersom varje element har sin egen, som kännetecknar sin sista elektron. Som ett exempel, låt oss analysera sammanställningen av en elektronisk formel för atomen av elementet zirkonium (Zr). Det periodiska systemet ger indikatorerna och "koordinaterna" för detta element: serienummer 40, period 5, grupp IV, sidoundergrupp. Första slutsatserna: a) alla 40 elektroner, b) dessa 40 elektroner är fördelade över fem energinivåer; c) av 40 elektroner är endast 4 valens, d) nästa 40:e elektron gick in i d-subnivån före den yttre, dvs. den fjärde energinivån. Liknande slutsatser kan dras om vart och ett av de 39 elementen som föregår zirkonium, bara indikatorerna och koordinaterna kommer att vara olika varje gång.
Därför består den metodiska metoden för att sammanställa de elektroniska formlerna för element baserade på det periodiska systemet i det faktum att vi sekventiellt betraktar elektronskalet för varje element längs vägen till det givna, och identifierar med sina "koordinater" var dess nästa elektron gick i skalet.
De två första grundämnena i den första perioden, väte H och helium, tillhör inte s-familjen. Två av deras elektroner går till s-subnivån på den första nivån. Vi skriver ner: Den första perioden slutar här, den första energinivån också. De följande två elementen i den andra perioden, litium Li och beryllium Be, är i huvudundergrupperna av grupperna I och II. Dessa är också s-element. Deras nästa elektroner kommer att vara placerade på s undernivå av den 2:a nivån. Vi skriver ner Därefter följer 6 grundämnen från den andra perioden i rad: bor B, kol C, kväve N, syre O, fluor F och neon Ne. Beroende på platsen för dessa element i huvudundergrupperna av III - Vl-grupperna kommer deras nästa sex elektroner att vara belägna på p-undernivån på den andra nivån. Vi skriver ner: Den andra perioden slutar med det inerta elementet neon, den andra energinivån är också klar. Detta följs av två element från den tredje perioden av huvudundergrupperna i grupperna I och II: natrium Na och magnesium Mg. Dessa är s-element och deras nästa elektroner är belägna på s-undernivån av nivå 3. Sedan finns det sex element från den 3:e perioden: aluminium Al, kisel Si, fosfor P, svavel S, klor C1, argon Ar. Beroende på placeringen av dessa element i huvudundergrupperna i grupperna III - VI kommer deras nästa elektroner, bland sex, att vara belägna på p-subnivån på den 3:e nivån - Den 3:e perioden avslutas av det inerta elementet argon, men 3:e energinivån är ännu inte klar, medan det inte finns några elektroner på dess tredje möjliga d-subnivå.
Detta följs av 2 element från den fjärde perioden av huvudundergrupperna i grupperna I och II: kalium K och kalcium Ca. Dessa är återigen s-element. Deras nästa elektroner kommer att vara på s-subnivån, men redan på den 4:e nivån. Det är energimässigt mer lönsamt för dessa nästa elektroner att börja fylla den 4:e nivån, som är mer avlägsen från kärnan, än att fylla 3d-undernivån. Vi skriver ner: Följande tio element i den 4:e perioden från nr 21 scandium Sc till nr 30 zink Zn är i sidoundergrupperna III - V - VI - VII - VIII - I - II-grupper. Eftersom de alla är d-element, är deras nästa elektroner belägna på d-subnivån före den yttre nivån, d.v.s. den tredje från kärnan. Vi skriver ner:
Följande sex element i den fjärde perioden: gallium Ga, germanium Ge, arsenik As, selen Se, brom Br, krypton Kr - är i huvudundergrupperna III - VIIJ av grupper. Deras nästa 6 elektroner är belägna på p-subnivån av den yttre, dvs. 4:e nivån: 3b element beaktas; den fjärde perioden avslutas av det inerta elementet krypton; avslutad och den 3:e energinivån. Men på nivå 4 är endast två undernivåer helt ifyllda: s och p (av 4 möjliga).
Detta följs av 2 element från den 5:e perioden av huvudundergrupperna av I- och II-grupper: nr. 37 rubidium Rb och nr. 38 strontium Sr. Dessa är element i s-familjen, och deras nästa elektroner är belägna på s-subnivån på den 5:e nivån: De sista 2 elementen - nr 39 yttrium YU nr 40 zirkonium Zr - finns redan i sidoundergrupper, dvs. till d-familjen. Två av deras nästa elektroner kommer att gå till d-subnivån, före den yttre, dvs. Nivå 4 Genom att summera alla poster i följd, komponerar vi den elektroniska formeln för zirkoniumatomen nr 40. Den härledda elektroniska formeln för zirkoniumatomen kan modifieras något genom att ordna undernivåerna i ordningsföljden för numrering av deras nivåer:

Den härledda formeln kan naturligtvis förenklas till fördelning av elektroner endast över energinivåer: Zr – 2|8| 18 |8 + 2| 2 (pilen indikerar ingångspunkten för nästa elektron; valenselektroner är understrukna). Den fysiska innebörden av kategorin undergrupper ligger inte bara i skillnaden på platsen där nästa elektron kommer in i atomens skal, utan också i de nivåer där valenselektronerna är belägna. Från en jämförelse av förenklade elektroniska formler, till exempel, klor (3:e perioden, huvudundergrupp i grupp VII), zirkonium (5:e period, sekundär undergrupp av grupp IV) och uran (7:e perioden, lantanid-aktinid undergrupp)
№17, С1-2|8|7
№40, Zr - 2|8|18|8+ 2| 2
№92, U - 2|8|18 | 32 |18 + 3|8 + 1|2
det kan ses att för element i vilken huvudundergrupp som helst kan endast elektroner på den yttre nivån (s och p) vara valens. För element av sekundära undergrupper kan elektroner på den yttre och delvis pre-externa nivån (s och d) vara valens. I lantanider och speciellt aktinider kan valenselektroner lokaliseras på tre nivåer: externa, pre-externa och pre-externa. Som regel är det totala antalet valenselektroner lika med gruppnumret.

Elementegenskaper. Joniseringsenergi. Elektronaffinitetsenergi.

En jämförande övervägande av egenskaperna hos element utförs i tre möjliga riktningar av det periodiska systemet: a) horisontellt (efter period), b) vertikalt (efter undergrupp), c) diagonalt. För att förenkla resonemanget utesluter vi den 1:a perioden, den oavslutade 7:an, såväl som hela VIII-gruppen. Systemets huvudsakliga parallellogram kommer att finnas kvar, i det övre vänstra hörnet av vilket det kommer att finnas litium Li (nr 3), i det nedre vänstra hörnet - cesium Cs (nr 55). Uppe till höger - fluor F (nr 9), nere till höger - astatin Аt (nr 85).
vägbeskrivningar. I horisontell riktning från vänster till höger minskar atomernas volymer gradvis; inträffar, är detta ett resultat av påverkan av en ökning av kärnans laddning på elektronskalet. I vertikal riktning från topp till botten, som ett resultat av en ökning av antalet nivåer, ökar atomernas volymer gradvis; i diagonal riktning - mycket mindre distinkt uttryckt och kortare - förbli nära. Detta är generella mönster, av vilka det som alltid finns undantag.
I huvudundergrupperna, när atomvolymerna ökar, d.v.s. från topp till botten, blir elimineringen av externa elektroner lättare och tillsatsen av nya elektroner till atomer blir svårare. Elektronernas rekyl kännetecknar grundämnenas så kallade reducerande förmåga, vilket är särskilt typiskt för metaller. Tillsatsen av elektroner kännetecknar oxidationsförmågan, vilket är typiskt för icke-metaller. Följaktligen, från topp till botten i huvudundergrupperna, ökar den reducerande kraften hos elementens atomer; de metalliska egenskaperna hos enkla kroppar som motsvarar dessa element ökar också. Den oxidativa förmågan minskar.
Från vänster till höger, enligt perioderna, är bilden av förändringar motsatt: den reducerande förmågan hos elementens atomer minskar, medan den oxiderande ökar; de icke-metalliska egenskaperna hos enkla kroppar som motsvarar dessa element ökar.
I diagonal riktning förblir elementens egenskaper mer eller mindre nära. Betrakta denna riktning på ett exempel: beryllium-aluminium
Från beryllium Be till aluminium Al kan man gå direkt längs diagonalen Be → A1, det är också möjligt genom bor B, dvs längs två ben Be → B och B → A1. Förstärkningen av icke-metalliska egenskaper från beryllium till bor och deras försvagning från bor till aluminium förklarar varför elementen beryllium och aluminium, som ligger diagonalt, har en viss analogi i egenskaper, även om de inte är i samma undergrupp av det periodiska systemet.
Således, mellan det periodiska systemet, strukturen av atomerna av elementen och deras kemiska egenskaper det finns en nära relation.
Egenskaperna hos en atom av vilket element som helst - att donera en elektron och förvandlas till en positivt laddad jon - kvantifieras av energiförbrukningen, kallad joniseringsenergin I*. Det uttrycks i kcal/g-atom eller hJ/g-atom.

Ju lägre denna energi är, desto starkare grundämnets atom uppvisar reducerande egenskaper, desto mer metalliskt är grundämnet; ju mer denna energi, desto svagare metallegenskaper, desto starkare är elementets icke-metalliska egenskaper. Egenskapen hos en atom av vilket element som helst att acceptera en elektron och samtidigt förvandlas till en negativt laddad jon uppskattas av mängden energi som frigörs, kallad mer energisk elektronaffinitet E; det uttrycks också i kcal/g-atom eller kJ/g-atom.

Elektronaffinitet kan fungera som ett mått på ett elements förmåga att uppvisa icke-metalliska egenskaper. Ju större denna energi är, desto mer icke-metalliskt är elementet, och omvänt, ju lägre energi, desto mer metalliskt är elementet.
Ofta, för att karakterisera egenskaperna hos element, används ett värde, som kallas elektronnegativitet.
Det: är den aritmetiska summan av joniseringsenergin och elektronaffinitetsenergin

Konstanten är ett mått på elementens icke-metallicitet. Ju större den är, desto starkare uppvisar elementet icke-metalliska egenskaper.
Man bör komma ihåg att alla element i huvudsak är dubbla till sin natur. Uppdelningen av grundämnen i metaller och icke-metaller är till viss del villkorad, eftersom det inte finns några vassa kanter i naturen. Med en ökning av de metalliska egenskaperna hos ett element försvagas dess icke-metagliska egenskaper och vice versa. Den mest "metalliska" av grundämnena - francium Fr - kan anses vara den minst icke-metalliska, den mest "icke-metalliska" - fluor F - kan anses vara den minst metalliska.
Genom att summera värdena för de beräknade energierna - joniseringsenergi och elektronaffinitetsenergi - får vi: för cesium är värdet 90 kcal/g-a., för litium 128 kcal/g-a., för fluor = 510 kcal/g-a. (Värdet uttrycks även i kJ/g-a.). Dessa är de absoluta värdena för elektronegativitet. För enkelhetens skull används relativa värden för elektronegativitet och tar litiums (128) elektronegativitet som enhet. Sedan för fluor (F) får vi:

För cesium (Cs) kommer den relativa elektronegativiteten att vara
På grafen över förändringar i elektronegativiteten för elementen i huvudundergrupperna
I-VII-grupper. elektronegativiteten för elementen i huvudundergrupperna i grupperna I-VII jämfördes. De givna data indikerar den sanna positionen för väte i den första perioden; ojämn ökning av elementens metallicitet, från topp till botten i olika undergrupper; viss likhet mellan grundämnen: väte - fosfor - tellur (= 2,1), beryllium och aluminium (= 1,5) och ett antal andra grundämnen. Som kan ses från ovanstående jämförelser, med hjälp av värdena för elektronegativitet, är det möjligt att ungefär jämföra med varandra, element i till och med olika undergrupper och olika perioder.

Graf över förändringar i elektronegativiteten för elementen i huvudundergrupperna i grupperna I-VII.

Den periodiska lagen och det periodiska systemet av element är av stor filosofisk, vetenskaplig och metodologisk betydelse. De är: ett sätt att känna till världen omkring oss. Den periodiska lagen avslöjar och speglar naturens dialektiskt-materialistiska väsen. Periodisk lag och det periodiska systemet av element bevisar på ett övertygande sätt enheten och materialiteten i världen omkring oss. De är den bästa bekräftelsen på giltigheten av huvuddragen i den marxistiska dialektiska kognitionsmetoden: a) förhållandet och ömsesidigt beroende av objekt och fenomen, b) kontinuiteten i rörelse och utveckling, c) övergången av kvantitativa förändringar till kvalitativa. , d) motsatsernas kamp och enhet.
Enorm vetenskaplig betydelse Den periodiska lagen ligger i det faktum att den hjälper kreativa upptäckter inom området för kemiska, fysikaliska, mineralogiska, geologiska, tekniska och andra vetenskaper. Före upptäckten av den periodiska lagen var kemin en ansamling av isolerad faktainformation, utan inre kopplingar; nu är allt detta samlat i ett enda sammanhängande system. Många upptäckter inom området kemi och fysik har gjorts på grundval av den periodiska lagen och det periodiska systemet för grundämnen. Den periodiska lagen öppnade vägen till kunskap inre struktur en atom och dess kärna. Den är berikad med nya upptäckter och bekräftas som en orubblig, objektiv naturlag. Den stora metodologiska och metodologiska betydelsen av den periodiska lagen och det periodiska systemet av grundämnen ligger i det faktum att de när de studerar kemi ger en möjlighet att utveckla en elevs dialektiska materialistiska världsbild och underlätta assimileringen av en kemikurs: Studiet av kemi bör inte bygga på att memorera egenskaperna hos enskilda grundämnen och deras föreningar, men att bedöma egenskaperna hos enkla och komplexa ämnen, baserat på de mönster som uttrycks av den periodiska lagen och det periodiska systemet av grundämnen.