الصيغة القديمة والجديدة لقانون مندليف الدوري. مقدمة في الكيمياء العامة. تعتمد خصائص العناصر الكيميائية والمواد البسيطة وكذلك تكوين وخصائص المركبات بشكل دوري على قيم شحنات نوى الذرات

نتيجة للتطوير الناجح للمادة في هذا الفصل ، يجب على الطالب:

أعرف

• الصياغة الحديثة للقانون الدوري ؛
• العلاقة بين بنية النظام الدوري وتسلسل الطاقة للمستويات الفرعية في ذرات الإلكترون المتعددة ؛
• تعريفات مفاهيم "الفترة" ، "المجموعة" ، "العناصر الخمسة" ، "العناصر" ، "د-العناصر "،" / - العناصر "،" طاقة التأين "،" تقارب الإلكترون "،" الكهربية "،" نصف قطر فان دير فال "،" كلارك "؛
• القانون الأساسي للكيمياء الجيولوجية.

يكون قادرا على

وصف هيكل النظام الدوري وفقًا لقواعد كليشكوفسكي ؛

ملك

أفكار حول الطبيعة الدورية للتغير في خصائص الذرات والخصائص الكيميائية للعناصر ، حول سمات النسخة طويلة الأمد من النظام الدوري ؛ حول علاقة وفرة العناصر الكيميائية بموقعها في النظام الدوري ، حول العناصر الكلية والصغرى في الغلاف الصخري والمادة الحية.

الصياغة الحديثة للقانون الدوري

القانون الدوري -القانون الأكثر عمومية في الكيمياء - اكتشفه ديمتري إيفانوفيتش مينديليف في عام 1869. في ذلك الوقت ، لم يكن هيكل الذرة معروفًا بعد. قام D.I Mendeleev باكتشافه بناءً على التغيير المنتظم في خصائص العناصر مع زيادة الكتل الذرية.

بعد اكتشاف بنية الذرات ، اتضح أن خصائصها تحددها بنية غلاف الإلكترون الذي يعتمد على العدد الإجمالي للإلكترونات في الذرة. عدد الإلكترونات في الذرة يساوي شحنة نواتها. لذلك ، فإن الصياغة الحديثة للقانون الدوري هي كما يلي.

تعتمد خصائص العناصر الكيميائية والمواد البسيطة والمعقدة التي تشكلها بشكل دوري على شحنة نواة ذراتها.

تكمن أهمية القانون الدوري في حقيقة أنه الأداة الرئيسية لتنظيم وتصنيف المعلومات الكيميائية ، ووسيلة مهمة للغاية لتفسير المعلومات الكيميائية ، وأداة قوية للتنبؤ بخصائص المركبات الكيميائية ، ووسيلة للبحث الموجه عن مركبات ذات خصائص محددة سلفا.

لا يحتوي القانون الدوري على تعبير رياضي في شكل معادلات ، فهو ينعكس في جدول يسمى النظام الدوري للعناصر الكيميائية.هناك العديد من المتغيرات لجداول الجدول الدوري. الأكثر استخدامًا هي الإصدارات الطويلة والقصيرة ، الموضوعة على إدراج اللون الأول والثاني من الكتاب. الوحدة الهيكلية الرئيسية للنظام الدوري هي الفترة.

الفترة مع الرقم صتسمى سلسلة من العناصر الكيميائية المرتبة بترتيب تصاعدي لشحنة نواة الذرة ، والتي تبدأ بـ ^ -elements وتنتهي بـ ^ -elements.

في هذا التعريف ف -رقم الفترة يساوي الرقم الكمي الرئيسي لمستوى الطاقة الأعلى في ذرات جميع عناصر هذه الفترة. في الذرات عناصر قتم الانتهاء من 5 مستويات فرعية في الذرات عناصر ف -على التوالى ف المستويات الفرعية.الاستثناء من التعريف أعلاه هو الفترة الأولى ، التي لا توجد فيها عناصر p ، منذ مستوى الطاقة الأول (ن = 1) لا يوجد سوى 15 مستوى. يحتوي الجدول الدوري أيضًا على د-العناصر، والتي تم إكمال ^ -المستويات الفرعية ، و /-عناصر،الذي / -المستويات الفرعية مكتملة.

حاول الكيميائيون أيضًا إيجاد قانون للطبيعة ، يمكن على أساسه تنظيم العناصر الكيميائية. لكنهم كانوا يفتقرون إلى معلومات موثوقة ومفصلة حول العناصر. بحلول منتصف القرن التاسع عشر. أصبحت المعرفة بالعناصر الكيميائية كافية ، وازداد عدد العناصر بشكل كبير لدرجة أن هناك حاجة طبيعية في العلم لتصنيفها. ثبت أن المحاولات الأولى لتصنيف العناصر إلى معادن وغير فلزية لا يمكن الدفاع عنها. فعل أسلاف دي مينديليف (IV Debereiner ، J. أنشأ ديمتري إيفانوفيتش علاقة بين كتلة العناصر وخصائصها.

ولد ديمتري إيفانوفيتش في توبولسك. كان الطفل السابع عشر في الأسرة. بعد تخرجه من صالة للألعاب الرياضية في مسقط رأسه ، التحق ديمتري إيفانوفيتش بالمعهد التربوي الرئيسي في سانت بطرسبرغ ، بعد تخرجه وذهب في رحلة علمية إلى الخارج بميدالية ذهبية لمدة عامين. بعد عودته ، تمت دعوته إلى جامعة سانت بطرسبرغ. بدأ منديليف في قراءة محاضرات عن الكيمياء ، ولم يجد أي شيء يمكن أن يوصى به للطلاب كوسيلة مساعدة في التدريس. وقرر تأليف كتاب جديد بعنوان "أساسيات الكيمياء".

وسبق اكتشاف القانون الدوري 15 سنة من العمل الشاق. في 1 مارس 1869 ، خطط ديمتري إيفانوفيتش لمغادرة سانت بطرسبرغ إلى المقاطعة للعمل.

تم اكتشاف القانون الدوري على أساس خصائص الذرة - الكتلة الذرية النسبية .

قام منديليف بترتيب العناصر الكيميائية بترتيب تصاعدي لكتلها الذرية ولاحظ أن خصائص العناصر تتكرر بعد فترة زمنية معينة - وهي فترة ، وضع ديمتري إيفانوفيتش الفترات الواحدة تحت الأخرى. - على نفس الرأسي ، لذلك تم بناء عناصر النظام الدوري.

١ مارس ١٨٦٩ صياغة القانون الدوري من قبل د. مندليف.

تعتمد خصائص المواد البسيطة ، وكذلك أشكال وخصائص مركبات العناصر ، بشكل دوري على حجم الأوزان الذرية للعناصر.

لسوء الحظ ، كان هناك عدد قليل جدًا من المؤيدين للقانون الدوري في البداية ، حتى بين العلماء الروس. هناك خصوم كثيرون ، خاصة في ألمانيا وإنجلترا.
يُعد اكتشاف القانون الدوري مثالًا رائعًا على البصيرة العلمية: في عام 1870 ، تنبأ ديمتري إيفانوفيتش بوجود ثلاثة عناصر غير معروفة آنذاك ، والتي أطلق عليها اسم ekasilicium و ekaaluminum و ekabor. كان قادرًا أيضًا على التنبؤ بشكل صحيح بأهم خصائص العناصر الجديدة. وبعد 5 سنوات ، في عام 1875 ، قام العالم الفرنسي ب. اكتشف Lecoq de Boisbaudran ، الذي لم يكن يعرف شيئًا عن عمل ديمتري إيفانوفيتش ، معدنًا جديدًا أطلق عليه اسم الغاليوم. في عدد من الخصائص وطريقة الاكتشاف ، تزامن الغاليوم مع ekaaluminum الذي تنبأ به مندليف. لكن وزنه كان أقل من المتوقع. على الرغم من ذلك ، أرسل ديمتري إيفانوفيتش رسالة إلى فرنسا ، مصراً على توقعه.
ذهل العالم العلمي من تنبؤ مندليف للخصائص ايكالومنيوم اتضح أنها دقيقة للغاية. من هذه اللحظة ، يبدأ القانون الدوري في تأكيد نفسه في الكيمياء.
في عام 1879 ، اكتشف L. Nilson في السويد سكانديوم ، والتي جسدت ما تنبأ به ديمتري إيفانوفيتش اكابور .
في عام 1886 ، اكتشف K. Winkler الجرمانيوم في ألمانيا ، والذي تبين أنه كذلك exasilicon .

لكن عبقرية ديمتري إيفانوفيتش مينديليف واكتشافاته ليست فقط هذه التوقعات!

في أربعة أماكن من النظام الدوري ، رتب دي آي مينديليف العناصر حسب ترتيب الكتل الذرية المتزايدة:

في وقت مبكر من نهاية القرن التاسع عشر ، كان D.I. كتب منديليف أن الذرة تتكون على ما يبدو من جسيمات أصغر أخرى. بعد وفاته عام 1907 ، ثبت أن الذرة تتكون من جسيمات أولية. أكدت نظرية بنية الذرة صحة مندليف ، فتبديل هذه العناصر التي لا تتوافق مع نمو الكتل الذرية لها ما يبررها تمامًا.

الصياغة الحديثة للقانون الدوري.

تعتمد خصائص العناصر الكيميائية ومركباتها بشكل دوري على حجم شحنة نوى ذراتها ، والتي يتم التعبير عنها في التكرار الدوري لهيكل غلاف الإلكترون الخارجي التكافؤ.
والآن ، بعد أكثر من 130 عامًا من اكتشاف القانون الدوري ، يمكننا العودة إلى كلمات ديمتري إيفانوفيتش ، التي تم اعتبارها شعار درسنا: "المستقبل لا يهدد القانون الدوري بالتدمير ، ولكن فقط البنية الفوقية و التنمية موعودة ". كم عدد العناصر الكيميائية التي تم اكتشافها حتى الآن؟ وهذا بعيد عن الحد.

التمثيل البياني للقانون الدوري هو النظام الدوري للعناصر الكيميائية. هذا ملخص موجز لكامل كيمياء العناصر ومركباتها.

التغييرات في الخصائص في النظام الدوري مع زيادة قيمة الأوزان الذرية في الفترة (من اليسار إلى اليمين):

1. انخفاض الخصائص المعدنية

2. زيادة الخصائص غير المعدنية

3. تتغير خصائص الأكاسيد والهيدروكسيدات الأعلى من القاعدية إلى المذبذبة إلى الحمضية.

4. يزداد تكافؤ العناصر في صيغ الأكاسيد الأعلى من أناقبلسابعا، وفي صيغ مركبات الهيدروجين المتطايرة يتناقص من رابعا قبلأنا.

المبادئ الأساسية لبناء النظام الدوري.

علامة المقارنة	دي مندليف
1. كيف يتم تحديد تسلسل العناصر بالأرقام؟ (ما هو أساس PS؟)	يتم سرد العناصر بترتيب زيادة الكتل الذرية النسبية. ومع ذلك ، هناك استثناءات. Ar - K، Co - Ni، Te - I، Th - Pa
2. مبدأ الجمع بين العناصر في مجموعات.	علامة الجودة. تشابه خصائص المواد البسيطة ونفس النوع من المعقدات.
3. مبدأ الجمع بين العناصر في فترات.

الخيار الأول الجدول الدوري للعناصرتم نشره من قبل ديمتري إيفانوفيتش مندليف في عام 1869 وكان يسمى "تجربة نظام العناصر".

دي. قام منديليف بترتيب 63 عنصرًا كانت معروفة في ذلك الوقت بترتيب تصاعدي لكتلها الذرية وحصل على سلسلة طبيعية من العناصر الكيميائية ، اكتشف فيها تكرارًا دوريًا للخصائص الكيميائية. تُعرف هذه السلسلة من العناصر الكيميائية الآن باسم القانون الدوري (صياغة DI Mendeleev):

تعتمد خصائص الأجسام البسيطة ، وكذلك أشكال وخصائص مركبات العناصر ، بشكل دوري على حجم الأوزان الذرية للعناصر.

تنص الصيغة الحالية للقانون على ما يلي:

تعتمد خصائص العناصر الكيميائية والمواد البسيطة وكذلك تكوين وخصائص المركبات بشكل دوري على قيم شحنات نوى الذرات.

صورة بيانية قانون دوريهو الجدول الدوري.

تشير خلية كل عنصر إلى أهم خصائصه.

الجدول الدورييحتوي على المجموعات والفترات.

مجموعة- عمود من النظام الدوري ، حيث توجد العناصر الكيميائية التي لها تشابه كيميائي بسبب التكوينات الإلكترونية المتطابقة لطبقة التكافؤ.

النظام الدوري لـ D.I. يحتوي مندليف على ثماني مجموعات من العناصر. تتكون كل مجموعة من مجموعتين فرعيتين: الرئيسي (أ) والثانوي (ب).المجموعة الفرعية الرئيسية تحتوي على س-و ص-العناصر ، في الجانب - د-عناصر.

أسماء المجموعات:

الفلزات القلوية.

II-a معادن الأرض القلوية.

V-a Pnictogens.

VI-a Chalcogens.

السابع- أ الهالوجينات.

ثامنا-أ نبيلة (خاملة) الغازات.

فترةهي سلسلة من العناصر مكتوبة كسلسلة مرتبة حسب زيادة شحنات نواتها. رقم الفترة يتوافق مع عدد المستويات الإلكترونية في الذرة.

تبدأ الفترة بمعدن قلوي (أو هيدروجين) وتنتهي بغاز نبيل.

معامل	أسفل المجموعة	بفترة على اليمين
الشحنة الأساسية	بازدياد	بازدياد
عدد إلكترونات التكافؤ	لم يتغير	بازدياد
عدد مستويات الطاقة	بازدياد	لم يتغير
نصف قطر الذرة	بازدياد	النقصان
كهرسلبية	النقصان	بازدياد
خصائص المعادن	تتزايد	تخفيض
حالة الأكسدة في أكسيد أعلى	لم يتغير	بازدياد
درجة الأكسدة في مركبات الهيدروجين (لعناصر المجموعات IV-VII)	لم يتغير	بازدياد

الجدول الدوري الحديث للعناصر الكيميائية لمندليف.

الجلسة 5 الصف العاشر(السنة الأولى من الدراسة)

القانون الدوري ونظام العناصر الكيميائية خطة دي منديليف

1. تاريخ اكتشاف القانون الدوري ونظام العناصر الكيميائية بواسطة D.I. Mendeleev.

2. القانون الدوري في صياغة DIMendeleev.

3. الصياغة الحديثة للقانون الدوري.

4. قيمة القانون الدوري ونظام العناصر الكيميائية لـ DIMendeleev.

5. النظام الدوري للعناصر الكيميائية - انعكاس بياني للقانون الدوري. هيكل النظام الدوري: فترات ، مجموعات ، مجموعات فرعية.

6. اعتماد خصائص العناصر الكيميائية على بنية ذراتها.

1 مارس (حسب الأسلوب الجديد) ، 1869 ، يعتبر تاريخ اكتشاف أحد أهم قوانين الكيمياء - القانون الدوري. في منتصف القرن التاسع عشر. كان هناك 63 عنصرًا كيميائيًا معروفًا ، وكانت هناك حاجة لتصنيفها. تم إجراء محاولات في مثل هذا التصنيف من قبل العديد من العلماء (W. العناصر بترتيب زيادة كتلها الذرية. هذا النمط له طبيعة دورية ، لذلك صاغ مندليف القانون الذي اكتشفه على النحو التالي: تعتمد خصائص العناصر ، وكذلك أشكال وخصائص مركباتها ، بشكل دوري على قيمة الكتلة الذرية للعنصر.

في نظام العناصر الكيميائية الذي اقترحه منديليف ، كان هناك عدد من التناقضات التي لم يستطع مؤلف القانون الدوري بنفسه القضاء عليها (الأرجون - البوتاسيوم ، التيلوريوم - اليود ، الكوبالت - النيكل). فقط في بداية القرن العشرين ، بعد اكتشاف بنية الذرة ، تم شرح المعنى المادي للقانون الدوري وظهرت صيغته الحديثة: تعتمد خصائص العناصر ، وكذلك أشكال وخصائص مركباتها ، بشكل دوري على حجم شحنة نوى ذراتها.

يتم تأكيد هذه الصيغة من خلال وجود نظائر تتشابه خواصها الكيميائية ، على الرغم من اختلاف الكتل الذرية.

القانون الدوري هو أحد القوانين الأساسية للطبيعة وأهم قانون في الكيمياء. مع اكتشاف هذا القانون ، تبدأ المرحلة الحديثة في تطوير العلوم الكيميائية. على الرغم من أن المعنى الفيزيائي للقانون الدوري لم يتضح إلا بعد إنشاء نظرية بنية الذرة ، فإن هذه النظرية نفسها تطورت على أساس القانون الدوري ونظام العناصر الكيميائية. يساعد القانون العلماء على إنشاء عناصر كيميائية جديدة ومركبات جديدة من العناصر ، للحصول على المواد ذات الخصائص المرغوبة. تنبأ مندليف نفسه بوجود 12 عنصرًا لم يتم اكتشافها بعد في ذلك الوقت ، وحدد موقعها في النظام الدوري. وصف بالتفصيل خصائص ثلاثة من هذه العناصر ، وخلال حياة العالم تم اكتشاف هذه العناصر ("إيكابور" - غاليوم ، "إيكالومينوم" - سكانديوم ، "إيكاسليكون" - جرمانيوم). بالإضافة إلى ذلك ، فإن القانون الدوري له أهمية فلسفية كبيرة ، حيث يؤكد القوانين الأكثر عمومية لتطور الطبيعة.

الانعكاس البياني للقانون الدوري هو النظام الدوري للعناصر الكيميائية لمندليف. هناك عدة أشكال من النظام الدوري (قصير ، طويل ، سلم (اقترحه ن. بور) ، حلزوني). في روسيا ، النموذج المختصر هو الأكثر انتشارًا. يحتوي النظام الدوري الحديث على 110 عناصر كيميائية تم اكتشافها حتى الآن ، يحتل كل منها مكانًا معينًا ، وله رقمه التسلسلي واسمه. في الجدول ، يتم تمييز الصفوف الأفقية - الفترات (1-3 صغيرة ، تتكون من صف واحد ؛ 4-6 كبيرة ، تتكون من صفين ؛ الفترة السابعة غير مكتملة). بالإضافة إلى الفترات ، يتم تمييز الصفوف العمودية - المجموعات ، كل منها مقسمة إلى مجموعتين فرعيتين (رئيسية - أ وثانوية - ب). تحتوي المجموعات الفرعية الثانوية على عناصر من فترات طويلة فقط ، وكلها تظهر خصائص معدنية. عناصر نفس المجموعة الفرعية لها نفس بنية غلاف الإلكترون الخارجي ، والذي يحدد خصائصها الكيميائية المتشابهة.

فترة- هذه سلسلة من العناصر (من معدن قلوي إلى غاز خامل) ، تحتوي ذراتها على نفس عدد مستويات الطاقة ، مساوية لعدد الفترة.

المجموعة الفرعية الرئيسيةهو صف عمودي من العناصر التي تحتوي ذراتها على نفس عدد الإلكترونات في مستوى الطاقة الخارجي. هذا الرقم يساوي رقم المجموعة (باستثناء الهيدروجين والهيليوم).

جميع عناصر النظام الدوري مقسمة إلى 4 عائلات إلكترونية ( س-, ص-, د-,F-elements) اعتمادًا على المستوى الفرعي في ذرة العنصر المملوءة أخيرًا.

مجموعة فرعية جانبيةهو خط عمودي د- العناصر التي لها نفس العدد الإجمالي للإلكترونات لكل د-المستوى الفرعي للطبقة السابقة للخارج و س- المستوى الفرعي للطبقة الخارجية. هذا الرقم عادة ما يساوي رقم المجموعة.

أهم خصائص العناصر الكيميائية هي الفلزية واللامعدنية.

المعدنيةهي قدرة ذرات العنصر الكيميائي على التبرع بالإلكترونات. السمة الكمية للمعادن هي طاقة التأين.

طاقة تأين الذرة- هذه هي كمية الطاقة اللازمة لفصل إلكترون عن ذرة عنصر ، أي لتحويل ذرة إلى كاتيون. كلما انخفضت طاقة التأين ، كلما كان من الأسهل إطلاق الذرة للإلكترون ، زادت الخصائص المعدنية للعنصر.

اللامعدنيةهي قدرة ذرات عنصر كيميائي على ربط الإلكترونات. السمة الكمية للالمعدنية هي تقارب الإلكترون.

الإلكترون تقارب- هذه هي الطاقة التي يتم إطلاقها عندما يتصل الإلكترون بذرة محايدة ، أي عندما تتحول الذرة إلى أنيون. كلما زاد تقارب الإلكترون ، كلما كان من الأسهل ربط الذرة بالإلكترون ، كانت الخصائص غير المعدنية للعنصر أقوى.

السمة العالمية للالمعدنية واللامعدنية هي الكهرسلبية (EO) لعنصر ما.

يميز EO لعنصر ما قدرة ذراته على جذب الإلكترونات إلى نفسها ، والتي تشارك في تكوين روابط كيميائية مع ذرات أخرى في الجزيء.

كلما زادت نسبة المعدن ، قل EO.

كلما زادت اللامعدنية ، زادت قيمة EO.

عند تحديد قيم EC النسبي على مقياس Pauling ، تم أخذ EC لذرة الليثيوم كوحدة (EC (Li) = 1) ؛ العنصر الأكثر كهرسلبية هو الفلور (EO (F) = 4).

في فترات قصيرة من معدن قلوي إلى غاز خامل:

تزداد شحنة نوى الذرات ؛

عدد مستويات الطاقة لا يتغير.

يزيد عدد الإلكترونات في المستوى الخارجي من 1 إلى 8 ؛

نصف قطر الذرات يتناقص.

تزداد قوة الرابطة بين إلكترونات الطبقة الخارجية والنواة ؛

تزداد طاقة التأين.

يزيد تقارب الإلكترون ؛

يزيد EO ؛

تقل معادن العناصر ؛

تزداد اللامعدنية للعناصر.

كل شئ د- تتشابه عناصر هذه الفترة في خصائصها - فجميعها معادن ، لها أنصاف أقطار ذرية وقيم EC مختلفة قليلاً ، لأنها تحتوي على نفس عدد الإلكترونات في المستوى الخارجي (على سبيل المثال ، في الفترة الرابعة - باستثناء Cr و النحاس).

في المجموعات الفرعية الرئيسية من الأعلى إلى الأسفل:

يزداد عدد مستويات الطاقة في الذرة ؛

عدد الإلكترونات في المستوى الخارجي هو نفسه ؛

يزيد نصف قطر الذرات.

تتناقص قوة الرابطة بين إلكترونات المستوى الخارجي والنواة ؛

تنخفض طاقة التأين.

تقارب الإلكترون ينخفض.

انخفاض EO.

تزداد معادن العناصر ؛

تنخفض اللامعدنية للعناصر.

نتيجة دراسة هذا الموضوع سوف تتعلم: لماذا يتم وضع الهيدروجين في وقت واحد في المجموعتين الأولى والسابعة من النظام الدوري ؛ لماذا تعاني بعض العناصر (على سبيل المثال ، Cr و Cu) من "فشل" الإلكترون الخارجي في الغلاف d قبل الخارجي ؛ ما هو الاختلاف الرئيسي في خصائص عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية والثانوية ؛ أي الإلكترونات هي التكافؤ لعناصر المجموعات الفرعية الرئيسية والثانوية ؛ ما هو سبب الزيادة غير المتكافئة في طاقة التأين عند الانتقال من Li إلى Ne ؛ أي قاعدة أقوى: LiOH أو KOH ؛ أي حمض أقوى: حمض الهيدروكلوريك أو حمض الهيدروكلوريك. نتيجة دراسة هذا الموضوع سوف تتعلم: تسجيل التكوينات الإلكترونية للعناصر ؛ إنشاء التركيب الإلكتروني لذرة عنصر من خلال موقعه في الفترة المقابلة والمجموعة الفرعية للنظام الدوري ، ومن ثم خصائصه ؛ من خلال النظر في التركيب الإلكتروني للذرات غير المستثارة ، حدد عدد الإلكترونات التي يمكن أن تشارك في تكوين الروابط الكيميائية ، وكذلك حالات الأكسدة المحتملة للعناصر ؛ قارن بين القوة النسبية للأحماض والقواعد. أسئلة الدراسة:

4.1 القانون الدوري D.I. مندليف

القانون الدوري هو أعظم إنجازات العلوم الكيميائية ، وهو أساس كل الكيمياء الحديثة. مع اكتشافه ، لم تعد الكيمياء علمًا وصفيًا ؛ وأصبح التبصر العلمي ممكنًا فيه.

فتح القانون الدوري دي آي مينديليففي عام 1869 ، صاغ العالم هذا القانون على النحو التالي: "إن خصائص الأجسام البسيطة ، وكذلك أشكال وخصائص مركبات العناصر ، تعتمد بشكل دوري على حجم الأوزان الذرية للعناصر".

أظهرت دراسة أكثر تفصيلاً حول بنية المادة أن دورية خصائص العناصر لا ترجع إلى الكتلة الذرية ، بل إلى التركيب الإلكتروني للذرات.

الشحنة النووية هي خاصية تحدد التركيب الإلكتروني للذرات ، ومن ثم خصائص العناصر. لذلك ، في الصياغة الحديثة ، يبدو القانون الدوري على هذا النحو: خصائص المواد البسيطة ، وكذلك أشكال وخصائص مركبات العناصر ، هي في الاعتماد الدوري على الرقم التسلسلي (على تهمة نواة لها ذرات).

التعبير عن القانون الدوري هو النظام الدوري للعناصر.

4.2 النظام الدوري لـ D. I. Mendeleev

يتكون النظام الدوري لعناصر D.I Mendeleev من سبع فترات ، وهي عبارة عن تسلسلات أفقية للعناصر مرتبة بترتيب تصاعدي لشحنة نواتها الذرية. الفترات 1 ، 2 ، 3 ، 4 ، 5 ، 6 تحتوي على 2 ، 8 ، 8 ، 18 ، 18 ، 32 عنصرًا ، على التوالي. الفترة السابعة لم تكتمل. يتم استدعاء الفترات 1 و 2 و 3 صغيرالبقية - كبير.

تبدأ كل فترة (ما عدا الأولى) بذرات فلز قلوي (Li، Na، K، Rb، Cs، Fr) وتنتهي بغاز نبيل (Ne، Ar، Kr، Xe، Rn) مسبوقًا بمعدن غير فلزي نموذجي. في فترات من اليسار إلى اليمين ، تضعف الخصائص المعدنية تدريجياً وتزداد الخصائص غير المعدنية ، لأنه مع زيادة الشحنة الموجبة لنواة الذرات ، يزداد عدد الإلكترونات في المستوى الخارجي.

في الفترة الأولى ، إلى جانب الهيليوم ، يوجد عنصر واحد فقط - الهيدروجين. يتم وضعه بشكل مشروط في المجموعة الفرعية IA أو VIIA ، لأنه يظهر أوجه تشابه مع كل من الفلزات القلوية والهالوجينات. يتجلى تشابه الهيدروجين مع الفلزات القلوية في حقيقة أن الهيدروجين ، مثل الفلزات القلوية ، هو عامل اختزال ، وبالتبرع بإلكترون واحد ، يشكل كاتيونًا منفردًا. يشترك الهيدروجين بشكل أكبر مع الهالوجينات: الهيدروجين ، مثل الهالوجينات ، هو مادة غير معدنية ، وجزيءه ثنائي الذرة ، ويمكن أن يظهر خصائص مؤكسدة ، وتشكيل هيدرات شبيهة بالملح مع معادن نشطة ، على سبيل المثال ، NaH ، CaH 2.

في الفترة الرابعة ، يتبع Ca 10 عناصر انتقالية (العقد Sc - Zn) ، تليها العناصر الأساسية الستة المتبقية من الفترة (Ga - Kr). الفترة الخامسة شيدت بالمثل. مفهوم عنصر الانتقالتستخدم عادة للإشارة إلى أي عنصر مع تكافؤ d- أو f- إلكترونات.

تحتوي الفترتان السادسة والسابعة على إدخالات مزدوجة للعناصر. يتبع العنصر Ba عقد مقحم من العناصر d (La - Hg) ، وبعد العنصر الانتقالي الأول La هناك 14 عنصر f - اللانثانيدات(سي - لو). بعد الزئبق ، توجد عناصر p الستة الرئيسية المتبقية من الفترة السادسة (Tl - Rn).

في الفترة السابعة (غير المكتملة) ، يتبع Ac 14 عنصر f- الأكتينيدات(Th - Lr). في الآونة الأخيرة ، تم تصنيف La و Ac على أنهما لانثانيدات وأكتينيدات ، على التوالي. يتم وضع اللانثانيدات والأكتينيدات بشكل منفصل في أسفل الجدول.

وبالتالي ، فإن كل عنصر في النظام الدوري يحتل موقعًا محددًا بدقة ، يتم تمييزه ترتيبيأو الذري،عدد.

في النظام الدوري ، توجد ثماني مجموعات (I - VIII) عموديًا ، والتي بدورها تنقسم إلى مجموعات فرعية - الأساسية،أو المجموعات الفرعية A و الجانب،أو المجموعة الفرعية B. المجموعة الفرعية VIIIB خاصة ، فهي تحتوي على الثلاثياتالعناصر المكونة لعائلات الحديد (Fe ، Co ، Ni) والمعادن البلاتينية (Ru ، Rh ، Pd ، Os ، Ir ، Pt).

تشابه العناصر داخل كل مجموعة فرعية هو النمط الأكثر وضوحًا والأكثر أهمية في النظام الدوري. في المجموعات الفرعية الرئيسية ، من أعلى إلى أسفل ، تزداد الخصائص المعدنية وتضعف الخصائص غير المعدنية. في هذه الحالة ، هناك زيادة في استقرار مركبات العناصر في أدنى حالة أكسدة لهذه المجموعة الفرعية. في المجموعات الفرعية الجانبية ، على العكس من ذلك ، من أعلى إلى أسفل ، تضعف الخصائص المعدنية ويزداد استقرار المركبات ذات أعلى حالة أكسدة.

4.3 النظام الدوري والتكوينات الإلكترونية للذرات

نظرًا لأن نوى الذرات المتفاعلة لا تتغير أثناء التفاعلات الكيميائية ، فإن الخصائص الكيميائية للذرات تعتمد على بنية غلافها الإلكتروني.

يحدث حشو طبقات الإلكترون وقذائف الذرات وفقًا لمبدأ باولي وقاعدة هوند.

مبدأ باولي (حظر باولي)

لا يمكن أن يحتوي إلكترونان في الذرة على أربعة أرقام كمية متطابقة (لا يمكن أن يحتوي كل مدار ذري على أكثر من إلكترونين).

يحدد مبدأ باولي الحد الأقصى لعدد الإلكترونات التي لها رقم كم رئيسي معين ن(أي تقع على طبقة إلكترون معينة): N n = 2n 2. في الطبقة الإلكترونية الأولى (مستوى الطاقة) لا يمكن أن يكون هناك أكثر من إلكترونين ، في الثانية - 8 ، في الثالثة - 18 ، إلخ.

في ذرة الهيدروجين ، على سبيل المثال ، يوجد إلكترون واحد ، وهو في مستوى الطاقة الأول في حالة الآحاد. يمكن توجيه دوران هذا الإلكترون بشكل تعسفي (m s = +1/2 أو m s = –1/2). يجب التأكيد مرة أخرى على أن مستوى الطاقة الأول يتكون من مستوى فرعي واحد - 1s ، ومستوى الطاقة الثاني - من مستويين فرعيين - 2s و 2p ، والثالث - من ثلاثة مستويات فرعية - 3s ، 3p ، 3d ، إلخ. يحتوي المستوى الفرعي ، بدوره ، على مدارات ، يتم تحديد عددها بواسطة رقم الكم الجانبي ل ويساوي (2 ل + 1). يُشار إلى كل مدار بشكل تقليدي بواسطة خلية ، والإلكترون الموجود عليها - بواسطة سهم ، يشير اتجاهه إلى اتجاه دوران هذا الإلكترون. هذا يعني أن حالة الإلكترون في ذرة الهيدروجين يمكن تمثيلها على أنها 1s 1 أو تصويرها كخلية كمية ، الشكل. 4.1:

أرز. 4.1 رمز للإلكترون في ذرة هيدروجين في مدارات 1 ثانية

لكل من إلكترونين ذرة الهليوم n = 1 ، ل = 0 م ل= 0 ، م ث = +1/2 و –1/2. لذلك ، فإن الصيغة الإلكترونية للهيليوم هي 1s 2. غلاف الإلكترون للهيليوم كامل ومستقر للغاية. الهيليوم غاز نبيل.

وفقًا لمبدأ باولي ، لا يمكن أن يكون هناك إلكترونان لهما دوران متوازي في نفس المدار. يحتل الإلكترون الثالث في ذرة الليثيوم مدار 2 ثانية. التكوين الإلكتروني لـ Li: 1s 2 2s 1 ، وللبريليوم 1s 2 2s 2. منذ أن تم ملء المدار 2s ، يحتل الإلكترون الخامس في ذرة البورون المدار 2p. في ن= 2 جانب (مداري) عدد الكم ل يأخذ القيم 0 و 1. متى ل = 0 (حالة 2 ثانية) م ل= 0 بينما ل = 1 (2p هي الدولة) م ليمكن أن تكون مساوية لـ +1 ؛ 0 ؛ -واحد. تتوافق حالة 2p مع ثلاث خلايا طاقة ، شكل. 4.2

أرز. 4.2 موقع إلكترونات ذرة البورون في المدارات

بالنسبة لذرة النيتروجين (التكوين الإلكتروني 1s 2 2s 2 2p 3 إلكترونان في المستوى الأول ، خمسة - في الثاني) المتغيران التاليان للهيكل الإلكتروني ممكنان ، شكل. 4.3:

أرز. 4.3 الخيارات الممكنة لترتيب إلكترونات ذرة النيتروجين في المدارات

في المخطط الأول ، الشكل 4.3 أ ، إجمالي الدوران هو 1/2 (+1/2 –1/2 +1/2) ، في الثانية (الشكل 4.3 ب) ، إجمالي الدوران هو 3/2 ( +1/2 + 1/2 + 1/2). يتم تحديد موقع الدورات حكم هوندالذي يقرأ: تمتلئ مستويات الطاقة بحيث يكون الدوران الكلي هو الحد الأقصى.

في هذا الطريق , من المخططين المعينين لهيكل ذرة النيتروجين ، يتوافق الأول مع الحالة المستقرة (بأقل طاقة) ، حيث تحتل جميع الإلكترونات p مدارات مختلفة. تمتلئ مدارات المستوى الفرعي بالطريقة التالية: أولاً ، إلكترون واحد له يدور متطابقة ، ثم الإلكترون الثاني مع يدور معاكسة.

بدءًا من الصوديوم ، يتم ملء مستوى الطاقة الثالث بـ n = 3. 4.4

أرز. 4.4 توزيع الإلكترونات في المدارات لذرات عناصر الفترة الثالثة في الحالة الأرضية

في الذرة ، يحتل كل إلكترون مدارًا حرًا بأقل طاقة تقابل أكبر ارتباط له بالنواة. في عام 1961 قام ف. كليشكوفسكي صاغ موقفًا عامًا بموجبه تزداد طاقة مدارات الإلكترون بترتيب زيادة مجموع أرقام الكم الرئيسية والثانوية ( n + l) ، وفي حالة تساوي هذه المجاميع ، يكون للمدار ذي القيمة الأقل للرقم الكمي الأساسي n طاقة أقل.

تسلسل مستويات الطاقة بترتيب تصاعدي للطاقة هو تقريبًا كما يلي:

1 ثانية< 2s < 2p < 3s < 3р < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p.

ضع في اعتبارك توزيع الإلكترونات في مدارات ذرات عناصر الفترة الرابعة (الشكل 4.5).

أرز. 4.5 توزيع الإلكترونات فوق مدارات ذرات عناصر الفترة الرابعة في الحالة الأرضية

بعد البوتاسيوم (التكوين الإلكتروني 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1) والكالسيوم (التكوين الإلكتروني 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2) ، تمتلئ القشرة ثلاثية الأبعاد الداخلية بالإلكترونات (عناصر الانتقال Sc - Zn). وتجدر الإشارة إلى أن هناك نوعين من الشذوذ: لذرات الكروم والنحاس بمقدار 4 س- لا يحتوي القشرة على إلكترونين ، بل يحتوي على إلكترون واحد ، أي. يحدث ما يسمى بـ "فشل" الإلكترون 4s الخارجي في الغلاف ثلاثي الأبعاد السابق. يمكن تمثيل التركيب الإلكتروني لذرة الكروم على النحو التالي (الشكل 4.6).

أرز. 4.6 التوزيع المداري للإلكترونات لذرة الكروم

يرتبط السبب المادي لـ "انتهاك" ترتيب الملء بقوة الاختراق المختلفة لمدارات الإلكترون في النواة ، والاستقرار الخاص للتكوينات الإلكترونية d 5 و d 10 ، f 7 و f 14 ، المقابلة لـ ملء المدارات الإلكترونية بإلكترون واحد أو إلكترونين ، وكذلك تأثير الفرز للطبقات الإلكترونية الداخلية لنواة الشحن.

يتم تمثيل التكوينات الإلكترونية لذرات Mn و Fe و Co و Ni و Cu و Zn بالصيغ التالية:

25 مليون 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2،

26 Fe 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2،

27 Co 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 7 4s 2،

28 ني 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 8 4s 2،

29 Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 ،

30 Zn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2.

بعد الزنك ، بدءًا من العنصر 31 - الغاليوم حتى العنصر 36 - الكريبتون ، يستمر ملء الطبقة الرابعة (4 ق - قذائف). التكوينات الإلكترونية لهذه العناصر هي كما يلي:

31 Ga 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 1 ،

32 Ge 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 2،

33 As 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3،

34 Se 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4،

35 Br 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5،

36 Kr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6.

وتجدر الإشارة إلى أنه إذا لم يتم انتهاك استثناء باولي ، فيمكن أن توجد الإلكترونات في الحالات المثارة في مدارات ذرية أخرى.

4.4 أنواع العناصر الكيميائية

تنقسم جميع عناصر النظام الدوري إلى أربعة أنواع:

1. الذرات عناصر قتمتلئ قذائف s للطبقة الخارجية (ن). عناصر s هي الهيدروجين والهيليوم والعنصرين الأولين من كل فترة.

2. الذرات ف العناصرتملأ الإلكترونات قذائف p من المستوى الخارجي (np). تتضمن العناصر p آخر 6 عناصر من كل فترة (باستثناء الأولى).

3. هل د-العناصرتمتلئ القشرة d من المستوى الثاني خارج (n-1) d بالإلكترونات. هذه عناصر لعقود مقسمة لفترات كبيرة تقع بين عناصر s- و p-.

4. هل و العناصرمملوءة بالإلكترونات f- المستوى الفرعي من المستوى الخارجي الثالث (n-2) f. تشمل عائلة عناصر f اللانثانيدات والأكتينيدات.

من خلال النظر في التركيب الإلكتروني للذرات غير المستثارة ، اعتمادًا على العدد الذري للعنصر ، فإنه يتبع:

عدد مستويات الطاقة (الطبقات الإلكترونية) لذرة أي عنصر يساوي عدد الفترة التي يوجد فيها العنصر. ومن ثم ، فإن العناصر s موجودة في جميع الفترات ، والعناصر p في الفترات الثانية والفترات اللاحقة ، والعناصر d في الفترات الرابعة والفترات اللاحقة ، والعناصر f في الفترتين السادسة والسابعة.

يتطابق رقم الفترة مع العدد الكمي الأساسي للإلكترونات الخارجية للذرة.

تشكل العناصر s- و p- المجموعات الفرعية الرئيسية ، وتشكل العناصر d مجموعات فرعية ثانوية ، وتشكل العناصر f عائلات من اللانثانيدات والأكتينيدات. وهكذا ، تشتمل المجموعة الفرعية على العناصر التي عادةً ما يكون لذراتها بنية متشابهة ليس فقط من الطبقة الخارجية ، ولكن أيضًا للطبقة الخارجية (باستثناء العناصر التي يوجد فيها "انحدار" للإلكترون).

يشير رقم المجموعة عادة إلى عدد الإلكترونات التي يمكن أن تشارك في تكوين الروابط الكيميائية. هذا هو المعنى المادي لرقم المجموعة. بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية الثانوية ، فإن إلكترونات التكافؤ ليست فقط الغلاف الخارجي ، ولكن أيضًا الأصداف قبل الأخيرة. هذا هو الاختلاف الرئيسي في خصائص عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية والثانوية.

تسمى العناصر التي تحتوي على إلكترونات تكافؤ d- أو f- عناصر انتقالية.

رقم المجموعة ، كقاعدة عامة ، يساوي أعلى حالة أكسدة موجبة للعناصر التي تظهر في المركبات. الاستثناء هو الفلور - حالة الأكسدة الخاصة به هي -1 ؛ من بين عناصر المجموعة الثامنة ، فقط Os و Ru و Xe لديهم حالة أكسدة +8.

4.5. دورية خصائص ذرات العناصر

ترتبط خصائص الذرات مثل نصف قطرها ، وطاقة التأين ، وتقارب الإلكترون ، والسلبية الكهربية ، وحالة الأكسدة ، بالبنية الإلكترونية للذرة.

هناك أنصاف أقطار لذرات المعادن وأنصاف أقطار تساهمية للذرات غير المعدنية. يتم حساب أنصاف أقطار ذرات المعدن على أساس المسافات بين الذرات ، والمعروفة جيدًا لمعظم المعادن بناءً على البيانات التجريبية. في هذه الحالة ، نصف قطر ذرة فلز يساوي نصف المسافة بين مركزي ذرتين متجاورتين. يتم حساب نصف القطر التساهمي للفلزات في الجزيئات وبلورات المواد البسيطة بطريقة مماثلة. كلما زاد نصف القطر الذري ، كان من الأسهل على الإلكترونات الخارجية أن تنفصل عن النواة (والعكس صحيح). على عكس نصف القطر الذري ، فإن أنصاف أقطار الأيونات هي قيم تقليدية.

من اليسار إلى اليمين ، في فترات ، تتناقص قيمة نصف القطر الذري للمعادن ، ويتغير نصف القطر الذري لغير المعادن بطريقة معقدة ، لأنه يعتمد على طبيعة الرابطة الكيميائية. في الفترة الثانية ، على سبيل المثال ، يتناقص نصف القطر الذري أولاً ثم يزداد بشكل حاد ، خاصة عند الانتقال إلى ذرة غاز نبيل.

في المجموعات الفرعية الرئيسية ، يزداد نصف القطر الذري من أعلى إلى أسفل ، مع زيادة عدد طبقات الإلكترون.

يكون نصف قطر الكاتيون أقل من نصف قطر الذرة المقابلة ، ومع زيادة الشحنة الموجبة للكاتيون ، يتناقص نصف قطرها. على العكس من ذلك ، يكون نصف قطر الأنيون دائمًا أكبر من نصف قطر الذرة المقابلة. تسمى الجسيمات (الذرات والأيونات) التي لها نفس عدد الإلكترونات بالتساوي الإلكترون. في سلسلة الأيونات الإلكترونية المتساوية ، يتناقص نصف القطر بتناقص نصف قطر الأيونات السالبة وزيادة موجبة. يحدث هذا الانخفاض ، على سبيل المثال ، في السلسلة: O 2–، F -، Na +، Mg 2+، Al 3+.

طاقة التأينهي الطاقة المطلوبة لفصل إلكترون عن ذرة في الحالة الأرضية. يتم التعبير عنها عادة بالفولتات الإلكترونية (1 eV = 96.485 kJ / mol). في فترة من اليسار إلى اليمين ، تزداد طاقة التأين مع زيادة الشحنة النووية. في المجموعات الفرعية الرئيسية ، من أعلى إلى أسفل ، يتناقص ، حيث تزداد المسافة بين الإلكترون والنواة ويزداد تأثير الفرز لطبقات الإلكترون الداخلية.

يوضح الجدول 4.1 قيم طاقات التأين (طاقة فصل الإلكترونات الأولى والثانية وغيرها) لبعض الذرات.

في الفترة الثانية ، عند الانتقال من Li إلى Ne ، تزداد طاقة فصل الإلكترون الأول (انظر الجدول 4.1). ومع ذلك ، كما يتضح من الجدول ، تزداد طاقة التأين بشكل غير متساو: بالنسبة للبورون والأكسجين بعد البريليوم والنيتروجين ، على التوالي ، لوحظ انخفاض طفيف ، والذي يرجع إلى خصائص التركيب الإلكتروني للذرات.

تمتلئ قشرة s الخارجية من البريليوم بالكامل ، لذلك ، في البورون التالي ، يدخل الإلكترون المدار p. هذا الإلكترون p أقل ارتباطًا بالنواة من الإلكترون s ، لذا فإن إزالة الإلكترونات p تتطلب طاقة أقل.

الجدول 4.1.

طاقات التأين أناذرات من عناصر معينة

يحتوي كل مدار p من ذرة النيتروجين على إلكترون واحد. في ذرة الأكسجين ، يدخل الإلكترون المدار p ، الذي يشغل بالفعل إلكترون واحد. يتنافر إلكترونان في نفس المدار بقوة ، لذلك من الأسهل إزالة الإلكترون من ذرة الأكسجين مقارنة بذرة النيتروجين.

تتمتع الفلزات القلوية بأقل طاقة تأين ، لذا فهي تتميز بخصائص معدنية واضحة ، وتكون أعلى طاقة تأين في الغازات الخاملة.

الإلكترون تقاربهي الطاقة المنبعثة عندما يتصل الإلكترون بذرة محايدة. عادة ما يتم التعبير عن تقارب الإلكترون ، مثل طاقة التأين ، في إلكترون فولت. الهالوجينات لها أعلى تقارب للإلكترون ، في حين أن الفلزات القلوية هي الأقل. يوضح الجدول 4.2 قيم ألفة الإلكترون لذرات بعض العناصر.

الجدول 4.2.

تقارب الإلكترون لذرات بعض العناصر

كهرسلبية- قدرة ذرة في جزيء أو أيون على جذب إلكترونات التكافؤ للذرات الأخرى. الكهربية (EO) كمقياس كمي هي قيمة تقريبية. تم اقتراح حوالي 20 مقياسًا للكهرباء ، وأكثرها شهرة كان المقياس الذي طوره L.Pauling. على التين. يوضح الشكل 4.7 قيم EO وفقًا لـ Pauling.

أرز. 4.7 الكهربية للعناصر (حسب Pauling)

الفلور هو أكثر العناصر كهرسلبية على مقياس بولينج. يتم أخذ EO الخاص به يساوي 4. وأقل كهرسلبية هو السيزيوم. يحتل الهيدروجين موقعًا وسيطًا ، لأنه عند التفاعل مع بعض العناصر ، فإنه يتخلى عن إلكترون ، وعندما يتفاعل مع عناصر أخرى ، فإنه يكتسب.

4.6. خصائص المركبات الحمضية القاعدية ؛ مخطط كوسيل

لشرح طبيعة التغيير في الخصائص الحمضية القاعدية لمركبات العناصر ، اقترح كوسيل (ألمانيا) استخدام مخطط بسيط يعتمد على افتراض وجود رابطة أيونية بحتة في الجزيئات وأن تفاعل كولوم يحدث بين الأيونات. يصف مخطط Kossel الخصائص الحمضية القاعدية للمركبات التي تحتوي على روابط E-H و E-O-H ، اعتمادًا على شحنة النواة ونصف قطر العنصر الذي يتكون منها.

يظهر مخطط Kossel لاثنين من هيدروكسيدات المعدن ، على سبيل المثال ، LiOH و KOH ، في الشكل. 4.8

أرز. 4.8 مخطط Kossel لـ LiOH و KOH

كما يتضح من المخطط المقدم ، فإن نصف قطر أيون Li + أقل من نصف قطر أيون K + وترتبط مجموعة OH بكاتيون الليثيوم بقوة أكبر من كاتيون البوتاسيوم. نتيجة لذلك ، سيكون من الأسهل فصل KOH في المحلول وستكون الخصائص الأساسية لهيدروكسيد البوتاسيوم أكثر وضوحًا.

وبالمثل ، يمكن للمرء تحليل مخطط Kossel للقاعدتين CuOH و Cu (OH) 2. نظرًا لأن نصف قطر أيون Cu 2+ أصغر والشحنة أكبر من أيون Cu + ، فإن أيون Cu 2+ سيثبت مجموعة OH بقوة أكبر. نتيجة لذلك ، ستكون قاعدة Cu (OH) 2 أضعف من CuOH.

في هذا الطريق، تزداد قوة القاعدة مع زيادة نصف قطر الموجبة وتناقص شحنتها الموجبة.

في المجموعات الفرعية الرئيسية ، من أعلى إلى أسفل ، تزداد قوة القواعد ، لأن نصف قطر أيونات العناصر يزداد في هذا الاتجاه. في الفترات من اليسار إلى اليمين ، هناك انخفاض في نصف قطر أيونات العناصر وزيادة في شحنتها الموجبة ، وبالتالي ، في هذا الاتجاه ، تقل قوة القواعد.

يظهر مخطط Kossel لاثنين من أحماض الأكسجين ، على سبيل المثال ، HCl و HI ، في الشكل. 4.9

أرز. 4.9 مخطط Kossel لـ HCl و HI

نظرًا لأن نصف قطر أيون الكلوريد أصغر من نصف قطر أيون اليوديد ، فإن أيون H + يرتبط بقوة أكبر بالأنيون في جزيء حمض الهيدروكلوريك ، والذي سيكون أضعف من حمض الهيدرويوديك. في هذا الطريق، تزداد قوة أحماض الأنوكسيك مع زيادة نصف قطر الأيونات السالبة.

تتغير قوة الأحماض المحتوية على الأكسجين في الاتجاه المعاكس. يزداد مع تناقص نصف قطر الأيونات وزيادة شحنتها الموجبة. على التين. يوضح الشكل 4.10 مخطط Kossel لحمضين HClO و HClO 4.

أرز. 4.10. مخطط Kossel لـ HClO و HClO 4

يرتبط أيون C1 7+ بشدة بأيون الأكسجين ، لذلك سينقسم البروتون بسهولة أكبر في جزيء HClO 4. في الوقت نفسه ، تكون رابطة أيون C1 + مع أيون O2 أقل قوة ، وفي جزيء HC1O ، سيتم الاحتفاظ بالبروتون بقوة أكبر بواسطة O 2- الأنيون. نتيجة لذلك ، سيكون حمض الهيدروكلوريك 4 أقوى من حمض الهيدروكلوريك.

تتمثل ميزة مخطط Kossel في أنه باستخدام نموذج بسيط ، فإنه يجعل من الممكن شرح طبيعة التغيير في الخصائص الحمضية القاعدية للمركبات في سلسلة من المواد المتشابهة. ومع ذلك ، فإن هذا المخطط نوعي بحت. إنه يسمح فقط للفرد بمقارنة خصائص المركبات ولا يجعل من الممكن تحديد الخصائص الحمضية القاعدية لمركب واحد تم اختياره بشكل تعسفي. عيب هذا النموذج هو أنه يعتمد فقط على المفاهيم الكهروستاتيكية ، بينما في الطبيعة لا توجد رابطة أيونية نقية (100٪).

4.7 خصائص الأكسدة والاختزال للعناصر ومركباتها

من السهل إجراء تغيير في خصائص الأكسدة والاختزال للمواد البسيطة من خلال مراعاة طبيعة التغيير في الكهربية للعناصر المقابلة. في المجموعات الفرعية الرئيسية ، من أعلى إلى أسفل ، تنخفض القدرة الكهربية ، مما يؤدي إلى انخفاض في الأكسدة وزيادة في خصائص الاختزال في هذا الاتجاه. في فترات من اليسار إلى اليمين ، تزداد الكهربية. نتيجة لذلك ، في هذا الاتجاه ، تنخفض الخصائص المختزلة للمواد البسيطة ، بينما تزداد خصائص الأكسدة. وبالتالي ، توجد عوامل الاختزال القوية في الزاوية اليسرى السفلية من الجدول الدوري للعناصر (البوتاسيوم والروبيديوم والسيزيوم والباريوم) ، بينما توجد عوامل مؤكسدة قوية في الزاوية اليمنى العليا (الأكسجين والفلور والكلور).

تعتمد خصائص الأكسدة والاختزال لمركبات العناصر على طبيعتها ، ودرجة أكسدة العناصر ، وموضع العناصر في النظام الدوري ، وعدد من العوامل الأخرى.

في المجموعات الفرعية الرئيسية ، من أعلى إلى أسفل ، تنخفض الخصائص المؤكسدة للأحماض المحتوية على الأكسجين ، حيث يكون لذرات العنصر المركزي نفس حالة الأكسدة. العوامل المؤكسدة القوية هي أحماض النيتريك والكبريتيك المركزة. تكون خصائص الأكسدة أقوى ، وكلما زادت حالة الأكسدة الإيجابية للعنصر في المركب. يُظهر برمنجنات البوتاسيوم وثاني كرومات البوتاسيوم خصائص مؤكسدة قوية.

في المجموعات الفرعية الرئيسية ، تزداد الخصائص المختزلة للأنيونات البسيطة من أعلى إلى أسفل. عوامل الاختزال القوية هي HI و H 2 S واليوديد والكبريتيدات.