فرمول قدیم و جدید قانون تناوبی مندلیف. مقدمه ای بر شیمی عمومی. خواص عناصر شیمیایی، مواد ساده و همچنین ترکیب و خواص ترکیبات در یک وابستگی دوره ای به مقادیر بارهای هسته اتم ها است.

در نتیجه توسعه موفقیت آمیز مطالب در این فصل، دانش آموز باید:

دانستن

• فرمول مدرن قانون تناوبی؛
• ارتباط بین ساختار سیستم تناوبی و توالی انرژی سطوح فرعی در اتم های چند الکترونی.
• تعاریف مفاهیم "دوره"، "گروه"، "5 عنصر"، "عناصر p"، "د-عناصر، «/-عناصر»، «انرژی یونیزاسیون»، «میل الکترونی»، «الکترون منفی»، «شعاع واندروالس»، «کلارک»؛
• قانون اساسی ژئوشیمی؛

قادر بودن به

ساختار سیستم تناوبی را مطابق با قوانین کلچکوفسکی توصیف کنید.

خود را

ایده هایی در مورد ماهیت دوره ای تغییر در خواص اتم ها و خواص شیمیایی عناصر، در مورد ویژگی های نسخه طولانی دوره سیستم تناوبی؛ در مورد رابطه فراوانی عناصر شیمیایی با موقعیت آنها در سیستم تناوبی، در مورد عناصر ماکرو و ریز در لیتوسفر و ماده زنده.

فرمول مدرن قانون تناوبی

قانون تناوبی -عمومی ترین قانون شیمی - توسط دیمیتری ایوانوویچ مندلیف در سال 1869 کشف شد. در آن زمان، ساختار اتم هنوز شناخته نشده بود. D. I. مندلیف کشف خود را بر اساس تغییر منظم در خواص عناصر با افزایش جرم اتمی انجام داد.

پس از کشف ساختار اتم ها، مشخص شد که خواص آنها توسط ساختار لایه های الکترونی تعیین می شود که به تعداد کل الکترون های اتم بستگی دارد. تعداد الکترون های یک اتم برابر با بار هسته آن است. بنابراین، فرمول مدرن قانون تناوبی به شرح زیر است.

خواص عناصر شیمیایی و مواد ساده و پیچیده ای که تشکیل می دهند در یک وابستگی دوره ای به بار هسته اتم هایشان است.

اهمیت قانون تناوبی در این واقعیت نهفته است که ابزار اصلی برای نظام‌بندی و طبقه‌بندی اطلاعات شیمیایی، ابزاری بسیار مهم برای تفسیر اطلاعات شیمیایی، ابزاری قدرتمند برای پیش‌بینی خواص ترکیبات شیمیایی و ابزاری برای جستجوی مستقیم است. ترکیبات با خواص از پیش تعیین شده

قانون تناوبی یک عبارت ریاضی در قالب معادلات ندارد، در جدولی به نام منعکس شده است. سیستم تناوبی عناصر شیمیاییانواع مختلفی از جداول جدول تناوبی وجود دارد. پرکاربردترین نسخه‌های دوره‌ای طولانی و کوتاه‌پریود هستند که در قسمت‌های رنگی اول و دوم کتاب قرار گرفته‌اند. واحد ساختاری اصلی سیستم تناوبی دوره است.

دوره با شماره pبه دنباله ای از عناصر شیمیایی می گویند که به ترتیب صعودی بار هسته اتم مرتب شده اند که با عناصر ^ شروع و با عناصر ^ ختم می شود.

در این تعریف پ -عدد دوره برابر با عدد کوانتومی اصلی برای سطح انرژی بالایی در اتم های همه عناصر این دوره است. در اتم ها عناصر s 5-زیرسطح تکمیل شده است، در اتم عناصر p -به ترتیب p-sublevels.استثنا در تعریف فوق اولین دوره است که در آن هیچ عنصر p وجود ندارد، زیرا در سطح انرژی اول (n = 1) فقط 15 سطح وجود دارد. جدول تناوبی نیز شامل عناصر d، که زیرسطح های ^-ش تکمیل شده اند، و /-عناصر،زیرسطوح /- که تکمیل شده است.

کیمیاگران همچنین سعی کردند قانون طبیعت را بیابند که بر اساس آن بتوان عناصر شیمیایی را سیستماتیک کرد. اما آنها فاقد اطلاعات موثق و دقیق در مورد عناصر بودند. تا اواسط قرن نوزدهم. دانش در مورد عناصر شیمیایی کافی شد و تعداد عناصر به قدری افزایش یافت که نیاز طبیعی در علم به طبقه بندی آنها پدید آمد. اولین تلاش‌ها برای طبقه‌بندی عناصر به فلزات و غیرفلزات غیرقابل دفاع بود. پیشینیان D.I. Mendeleev (I.V. Debereiner, J.A. Newlands, L.Yu. Meyer) کارهای زیادی برای آماده کردن کشف قانون تناوبی انجام دادند، اما نتوانستند حقیقت را درک کنند. دیمیتری ایوانوویچ بین انبوه عناصر و خواص آنها ارتباط برقرار کرد.

دیمیتری ایوانوویچ در توبولسک متولد شد. او هفدهمین فرزند خانواده بود. دیمیتری ایوانوویچ پس از فارغ التحصیلی از یک ژیمناستیک در شهر زادگاه خود، وارد مؤسسه آموزشی اصلی در سن پترزبورگ شد و پس از فارغ التحصیلی از آن، با مدال طلا به مدت دو سال به یک سفر علمی به خارج از کشور رفت. پس از بازگشت به دانشگاه سن پترزبورگ دعوت شد. مندلیف با شروع به خواندن سخنرانی های شیمی، چیزی را که بتوان به عنوان کمک آموزشی به دانش آموزان توصیه کرد پیدا نکرد. و تصمیم گرفت کتاب جدیدی بنویسد - "مبانی شیمی".

قبل از کشف قانون تناوبی، 15 سال کار سختی انجام شد. در 1 مارس 1869، دیمیتری ایوانوویچ قصد داشت برای تجارت سنت پترزبورگ را به مقصد استان ترک کند.

قانون تناوبی بر اساس ویژگی های اتم - جرم اتمی نسبی - کشف شد .

مندلیف عناصر شیمیایی را به ترتیب صعودی جرم اتمی آنها مرتب کرد و متوجه شد که خواص عناصر پس از یک بازه زمانی مشخص تکرار می شود - یک دوره، دیمیتری ایوانوویچ دوره ها را یکی زیر دیگری قرار داد، به طوری که عناصر مشابه یکی زیر دیگری قرار گرفتند. - در همان عمودی، بنابراین سیستم دوره ای عناصر ساخته شده بود.

1 مارس 1869 تدوین قانون تناوبی توسط D.I. مندلیف

خواص مواد ساده و همچنین اشکال و خواص ترکیبات عناصر در یک وابستگی دوره ای به بزرگی وزن اتمی عناصر است.

متأسفانه در ابتدا حامیان بسیار کمی از قانون دوره ای حتی در میان دانشمندان روسی وجود داشت. حریفان زیادی به خصوص در آلمان و انگلیس وجود دارد.
کشف قانون تناوبی نمونه ای درخشان از آینده نگری علمی است: در سال 1870، دیمیتری ایوانوویچ وجود سه عنصر ناشناخته را پیش بینی کرد که آنها را اکاسیلیسیوم، اکالومینیم و اکابور نامید. او همچنین توانست مهم ترین ویژگی های عناصر جدید را به درستی پیش بینی کند. و پس از 5 سال، در سال 1875، دانشمند فرانسوی P.E. Lecoq de Boisbaudran که چیزی در مورد کار دیمیتری ایوانوویچ نمی دانست، فلز جدیدی کشف کرد که آن را گالیم نامید. در تعدادی از خواص و روش کشف، گالیم با اکالومینیم پیش‌بینی شده توسط مندلیف همزمان بود. اما وزن او کمتر از حد پیش بینی شده بود. با وجود این ، دیمیتری ایوانوویچ نامه ای به فرانسه ارسال کرد و بر پیش بینی خود اصرار داشت.
جهان علم از پیش بینی مندلیف از خواص شگفت زده شد اکالومینیم معلوم شد که خیلی دقیق است از این لحظه، قانون تناوبی شروع به اثبات خود در شیمی می کند.
در سال 1879، ال. نیلسون در سوئد اسکاندیم را کشف کرد که مظهر پیش بینی دیمیتری ایوانوویچ بود. اکابور .
در سال 1886، K. Winkler ژرمانیوم را در آلمان کشف کرد، که معلوم شد اگزازیلیکون .

اما نبوغ دیمیتری ایوانوویچ مندلیف و اکتشافات او فقط این پیش بینی ها نیست!

در چهار مکان از سیستم تناوبی، D.I. Mendeleev عناصر را بدون ترتیب افزایش جرم اتمی مرتب کرد:

در اواخر قرن نوزدهم، D.I. مندلیف نوشت که ظاهراً اتم از ذرات کوچکتر دیگری تشکیل شده است. پس از مرگ او در سال 1907، ثابت شد که اتم از ذرات بنیادی تشکیل شده است. تئوری ساختار اتم صحت مندلیف را تأیید کرد ، جایگشت این عناصر مطابق با رشد توده های اتمی کاملاً توجیه شده است.

فرمول مدرن قانون تناوبی.

خواص عناصر شیمیایی و ترکیبات آنها در یک وابستگی دوره ای به بزرگی بار هسته اتم های آنها است که در تکرار دوره ای ساختار لایه الکترونی ظرفیت بیرونی بیان می شود.
و اکنون، پس از گذشت بیش از 130 سال از کشف قانون تناوبی، می‌توانیم به سخنان دیمیتری ایوانوویچ که شعار درس ما تلقی می‌شود بازگردیم: «آینده قانون تناوبی را با نابودی تهدید نمی‌کند، بلکه فقط یک روبنا و روبنا است. توسعه وعده داده شده است.» تاکنون چند عنصر شیمیایی کشف شده است؟ و این دور از حد است.

نمایش گرافیکی قانون تناوبی، سیستم تناوبی عناصر شیمیایی است. این خلاصه ای کوتاه از کل شیمی عناصر و ترکیبات آنها است.

تغییرات خواص در سیستم تناوبی با افزایش مقدار وزن اتمی در دوره (از چپ به راست):

1. خواص فلزی کاهش می یابد

2. خواص غیرفلزی افزایش می یابد

3. خواص اکسیدها و هیدروکسیدهای بالاتر از بازی از آمفوتریک به اسیدی تغییر می کند.

4. ظرفیت عناصر در فرمول اکسیدهای بالاتر از منقبل ازVII، و در فرمول های ترکیبات هیدروژنی فرار از کاهش می یابد IV قبل ازمن.

اصول اساسی ساخت سیستم تناوبی.

علامت مقایسه	D.I. مندلیف
1. ترتیب عناصر بر اساس اعداد چگونه تعیین می شود؟ (اساس PS چیست؟)	عناصر به ترتیب افزایش جرم اتمی نسبی فهرست شده اند. با این حال، استثنائاتی وجود دارد. Ar - K، Co - Ni، Te - I، Th - Pa
2. اصل ترکیب عناصر در گروه ها.	علامت کیفیت شباهت خواص مواد ساده و همان نوع پیچیده.
3. اصل ترکیب عناصر در دوره ها.

گزینه اول جدول تناوبی عناصرتوسط دیمیتری ایوانوویچ مندلیف در سال 1869 منتشر شد و "تجربه یک سیستم عناصر" نام گرفت.

DI. مندلیف 63 عنصر شناخته شده در آن زمان را به ترتیب صعودی جرم اتمی آنها مرتب کرد و یک سری طبیعی از عناصر شیمیایی را به دست آورد که در آنها عود دوره ای خواص شیمیایی را کشف کرد. این سری از عناصر شیمیایی اکنون به عنوان قانون تناوبی (فرمول بندی D.I. مندلیف) شناخته می شود:

خواص اجسام ساده و همچنین شکل ها و خواص ترکیبات عناصر در یک وابستگی دوره ای به بزرگی وزن اتمی عناصر است.

متن فعلی قانون به شرح زیر است:

خواص عناصر شیمیایی، مواد ساده و همچنین ترکیب و خواص ترکیبات در یک وابستگی دوره ای به مقادیر بارهای هسته اتم ها است.

تصویر گرافیکی قانون دوره ایجدول تناوبی است

سلول هر عنصر مهم ترین ویژگی های آن را نشان می دهد.

جدول تناوبیشامل گروه ها و دوره ها

گروه- ستونی از سیستم تناوبی، که در آن عناصر شیمیایی قرار دارند که به دلیل تنظیمات الکترونیکی یکسان لایه ظرفیت، شباهت شیمیایی دارند.

سیستم تناوبی D.I. مندلیف شامل هشت گروه از عناصر است. هر گروه از دو زیر گروه تشکیل شده است: اصلی (الف) و فرعی (ب).زیر گروه اصلی شامل s-و پ-عناصر، در کنار - د-عناصر.

نام گروه:

I-a فلزات قلیایی.

II-a فلزات قلیایی خاکی.

V-a Pnictogens.

VI-a Chalcogens.

VII-a هالوژن ها.

VIII-a گازهای نجیب (بی اثر).

دوره زمانیدنباله ای از عناصر است که به صورت رشته ای نوشته شده و به ترتیب افزایش بار هسته هایشان مرتب شده اند. عدد دوره مربوط به تعداد سطوح الکترونیکی در اتم است.

این دوره با یک فلز قلیایی (یا هیدروژن) شروع می شود و با یک گاز نجیب به پایان می رسد.

پارامتر	پایین گروه	بر اساس نقطه به سمت راست
شارژ اصلی	در حال افزایش است	در حال افزایش است
تعداد الکترون های ظرفیت	تغییر نمی کند	در حال افزایش است
تعداد سطوح انرژی	در حال افزایش است	تغییر نمی کند
شعاع اتم	در حال افزایش است	کاهش می دهد
الکترونگاتیوی	کاهش می دهد	در حال افزایش است
خواص فلز	در حال افزایش	نزول کردن
حالت اکسیداسیون در اکسید بالاتر	تغییر نمی کند	در حال افزایش است
درجه اکسیداسیون در ترکیبات هیدروژنی (برای عناصر گروه IV-VII)	تغییر نمی کند	در حال افزایش است

جدول تناوبی مدرن عناصر شیمیایی مندلیف.

جلسه 5 کلاس دهم(سال اول تحصیل)

قانون تناوبی و سیستم عناصر شیمیایی d.I. طرح مندلیف

1. تاریخچه کشف قانون تناوبی و سیستم عناصر شیمیایی توسط D.I. مندلیف.

2. قانون تناوبی در فرمول بندی DIMendeleev.

3. فرمول مدرن قانون تناوبی.

4. ارزش قانون تناوبی و سیستم عناصر شیمیایی DIMendeleev.

5. سیستم تناوبی عناصر شیمیایی - بازتابی گرافیکی از قانون تناوبی. ساختار سیستم تناوبی: دوره ها، گروه ها، زیر گروه ها.

6. وابستگی خواص عناصر شیمیایی به ساختار اتم های آنها.

1 مارس (طبق سبک جدید)، 1869، تاریخ کشف یکی از مهمترین قوانین شیمی - قانون تناوبی در نظر گرفته می شود. در اواسط قرن نوزدهم. 63 عنصر شیمیایی شناخته شده بود که نیاز به طبقه بندی آنها وجود داشت. بسیاری از دانشمندان (W. Odling و J. A. R. Newlands، J. B. A. Dumas و A. E. Chancourtua، I. V. Debereiner و L. Yu. Meyer) برای چنین طبقه‌بندی تلاش کردند، اما فقط D.I. Mendeleev موفق شد الگوی خاصی را ببیند. عناصر به ترتیب افزایش جرم اتمی خود. این الگو ماهیت تناوبی دارد، بنابراین مندلیف قانونی را که کشف کرد به صورت زیر تدوین کرد: خواص عناصر و همچنین شکل ها و خواص ترکیبات آنها در یک وابستگی دوره ای به مقدار جرم اتمی عنصر است.

در سیستم عناصر شیمیایی پیشنهاد شده توسط مندلیف، تعدادی از تضادها وجود داشت که نویسنده قانون تناوبی خود نتوانست آنها را برطرف کند (آرگون-پتاسیم، تلوریم-ید، کبالت-نیکل). تنها در آغاز قرن بیستم، پس از کشف ساختار اتم، معنای فیزیکی قانون تناوبی توضیح داده شد و فرمول مدرن آن ظاهر شد: خواص عناصر، و همچنین شکل ها و خواص ترکیبات آنها، در یک وابستگی دوره ای به بزرگی بار هسته اتم های آنها است.

این فرمول با وجود ایزوتوپ هایی تایید می شود که خواص شیمیایی آنها یکسان است، اگرچه جرم های اتمی متفاوت است.

قانون تناوبی یکی از قوانین اساسی طبیعت و مهمترین قانون شیمی است. با کشف این قانون، مرحله مدرن در توسعه علم شیمی آغاز می شود. اگرچه معنای فیزیکی قانون تناوبی تنها پس از ایجاد نظریه ساختار اتم مشخص شد، این نظریه خود بر اساس قانون تناوبی و سیستم عناصر شیمیایی توسعه یافت. این قانون به دانشمندان کمک می کند تا با ایجاد عناصر شیمیایی جدید و ترکیبات جدید عناصر، موادی با خواص مطلوب به دست آورند. خود مندلیف وجود 12 عنصر را که در آن زمان هنوز کشف نشده بودند، پیش بینی کرد و موقعیت آنها را در سیستم تناوبی مشخص کرد. او خواص سه مورد از این عناصر را به تفصیل توصیف کرد و در طول زندگی دانشمند این عناصر کشف شد ("اکابور" - گالیم، "اکالومینیم" - اسکاندیم، "کاسیلیکون" - ژرمانیوم). علاوه بر این، قانون تناوبی از اهمیت فلسفی زیادی برخوردار است و کلی ترین قوانین توسعه طبیعت را تأیید می کند.

بازتاب گرافیکی قانون تناوبی سیستم تناوبی عناصر شیمیایی مندلیف است. اشکال مختلفی از سیستم تناوبی وجود دارد (کوتاه، بلند، نردبانی (پیشنهاد شده توسط N. Bor)، مارپیچی). در روسیه، فرم کوتاه رایج ترین است. سیستم تناوبی مدرن شامل 110 عنصر شیمیایی کشف شده تا به امروز است که هر کدام مکان خاصی را اشغال می کنند، شماره سریال و نام خاص خود را دارند. در جدول، ردیف های افقی متمایز می شوند - دوره ها (1-3 کوچک هستند، از یک ردیف تشکیل می شوند؛ 4-6 بزرگ هستند، از دو ردیف تشکیل می شوند؛ دوره 7 ناقص است). علاوه بر دوره ها، ردیف های عمودی متمایز می شوند - گروه هایی که هر کدام به دو زیر گروه (اصلی - a و ثانویه - ب) تقسیم می شوند. زیرگروه های ثانویه حاوی عناصر فقط دوره های بزرگ هستند، همه آنها خواص فلزی را نشان می دهند. عناصر یک زیرگروه دارای ساختار یکسانی از لایه های الکترونی بیرونی هستند که خواص شیمیایی مشابه آنها را تعیین می کند.

دوره زمانی- این دنباله ای از عناصر است (از یک فلز قلیایی تا یک گاز بی اثر)، که اتم های آن دارای همان تعداد سطوح انرژی برابر با تعداد دوره هستند.

زیر گروه اصلییک ردیف عمودی از عناصر است که اتم های آن تعداد الکترون های یکسانی در سطح انرژی بیرونی دارند. این عدد برابر است با عدد گروه (به جز هیدروژن و هلیوم).

تمام عناصر در سیستم تناوبی به 4 خانواده الکترونیکی تقسیم می شوند. س-, پ-, د-,f-elements) بسته به اینکه کدام سطح فرعی در اتم عنصر آخرین پر شده باشد.

زیر گروه جانبییک خط عمودی است د-عناصری که تعداد کل الکترون یکسانی دارند د-زیر لایه لایه پیش خارجی و س- سطح زیرین لایه بیرونی. این عدد معمولاً برابر با شماره گروه است.

مهمترین خواص عناصر شیمیایی فلزی بودن و غیرفلزی بودن است.

فلزی بودنتوانایی اتم های یک عنصر شیمیایی برای اهدای الکترون است. مشخصه کمی فلزی بودن انرژی یونیزاسیون است.

انرژی یونیزاسیون اتم- این مقدار انرژی است که برای جدا کردن یک الکترون از اتم یک عنصر، یعنی تبدیل یک اتم به کاتیون لازم است. هرچه انرژی یونیزاسیون کمتر باشد، اتم راحت‌تر الکترون می‌فرستد، خواص فلزی عنصر قوی‌تر می‌شود.

غیر فلزی بودنتوانایی اتم های یک عنصر شیمیایی برای اتصال الکترون است. مشخصه کمی غیر فلزی میل الکترونی است.

میل ترکیبی الکترون- این انرژی است که وقتی یک الکترون به یک اتم خنثی متصل می شود، یعنی زمانی که یک اتم به آنیون تبدیل می شود، آزاد می شود. هر چه میل ترکیبی برای یک الکترون بیشتر باشد، اتم راحت‌تر به الکترون متصل می‌شود، خواص غیرفلزی عنصر قوی‌تر می‌شود.

یک ویژگی جهانی فلزی بودن و غیرفلزی بودن، الکترونگاتیوی (EO) یک عنصر است.

EO یک عنصر توانایی اتم های آن را برای جذب الکترون ها به سمت خود مشخص می کند که در تشکیل پیوندهای شیمیایی با اتم های دیگر در مولکول نقش دارند.

هر چه فلزی بودن بیشتر باشد، EO کمتر است.

هرچه غیر فلزی بودن بیشتر باشد، EO بیشتر است.

هنگام تعیین مقادیر EC نسبی در مقیاس پاولینگ، EC اتم لیتیوم به عنوان یک واحد در نظر گرفته شد (EC(Li) = 1). الکترونگاتیوترین عنصر فلوئور است (EO(F) = 4).

در دوره های کوتاه از یک فلز قلیایی به یک گاز بی اثر:

بار هسته اتم ها افزایش می یابد.

تعداد سطوح انرژی تغییر نمی کند.

تعداد الکترون ها در سطح بیرونی از 1 به 8 افزایش می یابد.

شعاع اتم ها کاهش می یابد.

استحکام پیوند بین الکترون های لایه بیرونی و هسته افزایش می یابد.

انرژی یونیزاسیون افزایش می یابد.

میل ترکیبی الکترون افزایش می یابد.

EO افزایش می یابد.

فلزی بودن عناصر کاهش می یابد.

غیرفلزی بودن عناصر افزایش می یابد.

همه چیز د-عناصر این دوره از نظر خواص مشابه هستند - همه آنها فلز هستند، دارای شعاع اتمی و مقادیر EC کمی متفاوت هستند، زیرا دارای تعداد یکسانی الکترون در سطح بیرونی هستند (به عنوان مثال، در دوره چهارم - به جز کروم و مس).

در زیر گروه های اصلی از بالا به پایین:

تعداد سطوح انرژی در یک اتم افزایش می یابد.

تعداد الکترون ها در سطح بیرونی یکسان است.

شعاع اتم ها افزایش می یابد.

قدرت پیوند بین الکترون های سطح بیرونی و هسته کاهش می یابد.

انرژی یونیزاسیون کاهش می یابد.

میل ترکیبی الکترون کاهش می یابد.

EO کاهش می یابد.

فلزی بودن عناصر افزایش می یابد.

غیرفلزی بودن عناصر کاهش می یابد.

در نتیجه مطالعه این مبحث، خواهید آموخت: چرا هیدروژن به طور همزمان در گروه اول و هفتم سیستم تناوبی قرار می گیرد. چرا برخی از عناصر (به عنوان مثال، کروم و مس) "شکست" الکترون s بیرونی به پوسته d پیش خارجی را تجربه می کنند. تفاوت اصلی در ویژگی های عناصر زیرگروه های اصلی و فرعی چیست. کدام الکترون ها برای عناصر زیرگروه های اصلی و فرعی ظرفیت هستند. دلیل افزایش نابرابر انرژی یونیزاسیون هنگام رفتن از Li به Ne چیست؟ کدام پایه قوی تر است: LiOH یا KOH. کدام اسید قوی تر است: HCl یا HI. در نتیجه مطالعه این مبحث، خواهید آموخت: ثبت تنظیمات الکترونیکی عناصر؛ ساختار الکترونیکی یک اتم یک عنصر را با موقعیت آن در دوره و زیرگروه مربوطه سیستم تناوبی، و از این رو خواص آن، تعیین کنید. با توجه به ساختار الکترونیکی اتم های تحریک نشده، تعداد الکترون هایی را که می توانند در تشکیل پیوندهای شیمیایی شرکت کنند و همچنین حالت های اکسیداسیون احتمالی عناصر را تعیین کنید. قدرت نسبی اسیدها و بازها را با هم مقایسه کنید. سوالات مطالعه:

4.1. قانون تناوبی D.I. مندلیف

قانون تناوبی بزرگترین دستاورد علم شیمی، اساس تمام شیمی مدرن است. با کشف او، شیمی دیگر علمی توصیفی نبود، آینده نگری علمی در آن ممکن شد.

قانون دوره ای باز است D. I. مندلیفدر سال 1869، دانشمند این قانون را به صورت زیر تدوین کرد: "خواص اجسام ساده، و همچنین شکل ها و خواص ترکیبات عناصر، در یک وابستگی دوره ای به بزرگی وزن اتمی عناصر است."

مطالعه دقیق تر ساختار ماده نشان داد که تناوب خواص عناصر نه به جرم اتمی، بلکه به ساختار الکترونیکی اتم ها مربوط می شود.

بار هسته ای مشخصه ای است که ساختار الکترونیکی اتم ها و در نتیجه خواص عناصر را تعیین می کند. بنابراین، در فرمول مدرن، قانون تناوبی اینگونه به نظر می رسد: خواص مواد ساده، و همچنین اشکال و خواص ترکیبات عناصر، در یک وابستگی دوره ای به شماره سریال (به بار هسته آنها هستند. اتم ها).

بیان قانون تناوبی، نظام تناوبی عناصر است.

4.2. سیستم تناوبی D.I. مندلیف

سیستم تناوبی عناصر D.I. Mendeleev از هفت دوره تشکیل شده است که دنباله های افقی عناصر هستند که به ترتیب صعودی بار هسته اتمی آنها مرتب شده اند. دوره های 1، 2، 3، 4، 5، 6 به ترتیب شامل 2، 8، 8، 18، 18، 32 عنصر هستند. دوره هفتم تکمیل نشده است. دوره های 1، 2 و 3 نامیده می شوند کم اهمیتبقیه - بزرگ

هر دوره (به جز دوره اول) با اتم های فلز قلیایی (Li، Na، K، Rb، Cs، Fr) شروع می شود و با یک گاز نجیب (Ne، Ar، Kr، Xe، Rn) که قبل از یک غیر فلز معمولی است، پایان می یابد. در دوره های از چپ به راست، خواص فلزی به تدریج ضعیف می شود و خواص غیرفلزی افزایش می یابد، زیرا با افزایش بار مثبت هسته اتم ها، تعداد الکترون ها در سطح بیرونی افزایش می یابد.

در دوره اول، علاوه بر هلیوم، تنها یک عنصر وجود دارد - هیدروژن. به طور مشروط در زیر گروه IA یا VIIA قرار می گیرد، زیرا شباهت هایی با فلزات قلیایی و هالوژن ها نشان می دهد. شباهت هیدروژن با فلزات قلیایی در این واقعیت آشکار می شود که هیدروژن، مانند فلزات قلیایی، یک عامل کاهش دهنده است و با اهدای یک الکترون، یک کاتیون باردار را تشکیل می دهد. هیدروژن شباهت بیشتری با هالوژن دارد: هیدروژن مانند هالوژن ها غیرفلزی است، مولکول آن دو اتمی است، می تواند خواص اکسید کننده از خود نشان دهد و هیدریدهای نمک مانند را با فلزات فعال تشکیل دهد، به عنوان مثال، NaH، CaH 2.

در دوره چهارم، کلسیم توسط 10 عنصر انتقالی (دهه Sc - Zn) و به دنبال آن 6 عنصر اساسی باقیمانده دوره (Ga - Kr) دنبال می شود. دوره پنجم نیز به همین ترتیب ساخته شده است. مفهوم عنصر انتقالمعمولاً برای اشاره به هر عنصری با ظرفیت d- یا f-الکترون استفاده می شود.

دوره ششم و هفتم دارای درج مضاعف عناصر هستند. بعد از عنصر Ba یک دهه درهم از عناصر d (La - Hg) و بعد از اولین عنصر انتقالی La 14 عنصر f وجود دارد - لانتانیدها(سه - لو). بعد از جیوه، 6 p-عنصر اصلی باقی مانده از دوره ششم (Tl - Rn) قرار دارند.

در دوره هفتم (ناقص)، Ac با 14 عنصر f دنبال می شود. اکتینیدها(Th - Lr). اخیراً La و Ac به ترتیب به عنوان لانتانیدها و اکتینیدها طبقه بندی شده اند. لانتانیدها و اکتینیدها به طور جداگانه در انتهای جدول قرار می گیرند.

بنابراین، هر عنصر در سیستم تناوبی یک موقعیت کاملاً تعریف شده را اشغال می کند که مشخص شده است ترتیبییا اتمی،عدد.

در سیستم تناوبی، هشت گروه (I - VIII) به صورت عمودی قرار دارند که به نوبه خود به زیر گروه ها تقسیم می شوند - اصلی،یا زیر گروه های A و سمت،یا زیر گروه B. زیر گروه VIIB ویژه است، شامل سه گانهعناصری که خانواده آهن (Fe، Co، Ni) و فلزات پلاتین (Ru، Rh، Pd، Os، Ir، Pt) را تشکیل می دهند.

شباهت عناصر در هر زیرگروه قابل توجه ترین و مهم ترین الگو در سیستم تناوبی است. در زیرگروه های اصلی از بالا به پایین خواص فلزی افزایش و خواص غیرفلزی ضعیف می شود. در این صورت افزایش پایداری ترکیبات عناصر در کمترین حالت اکسیداسیون برای این زیرگروه وجود دارد. در زیرگروه های جانبی، برعکس، از بالا به پایین، خواص فلزی ضعیف شده و پایداری ترکیبات با بالاترین حالت اکسیداسیون افزایش می یابد.

4.3. سیستم تناوبی و پیکربندی الکترونیکی اتم ها

از آنجایی که هسته اتم های واکنش دهنده در طی واکنش های شیمیایی تغییر نمی کنند، خواص شیمیایی اتم ها به ساختار لایه های الکترونی آنها بستگی دارد.

پر شدن لایه های الکترونی و لایه های الکترونی اتم ها مطابق با اصل پائولی و قانون هوند اتفاق می افتد.

اصل پائولی (ممنوعیت پائولی)

دو الکترون در یک اتم نمی توانند چهار عدد کوانتومی یکسان داشته باشند (هر اوربیتال اتمی نمی تواند بیش از دو الکترون داشته باشد).

اصل پائولی حداکثر تعداد الکترون هایی را تعیین می کند که دارای یک عدد کوانتومی اصلی هستند n(یعنی روی یک لایه الکترونی معین قرار دارد): N n = 2n 2 . در اولین لایه الکترونیکی (سطح انرژی) بیش از 2 الکترون نمی تواند وجود داشته باشد، در دوم - 8، در سوم - 18 و غیره.

به عنوان مثال، در اتم هیدروژن، یک الکترون وجود دارد که در اولین سطح انرژی در حالت 1s قرار دارد. اسپین این الکترون می تواند به طور دلخواه جهت دهی شود (m s = +1/2 یا m s = -1/2). بار دیگر باید تاکید کرد که سطح انرژی اول شامل یک زیرسطح - 1s، سطح انرژی دوم - از دو سطح فرعی - 2s و 2p، سوم - از سه سطح فرعی - 3s، 3p، 3d و غیره است. سطح فرعی به نوبه خود حاوی اوربیتال هایی است که تعداد آنها توسط عدد کوانتومی جانبی تعیین می شود ل و برابر با (2 ل + 1). هر اوربیتال به طور معمول با یک سلول نشان داده می شود، الکترونی که روی آن قرار دارد - با یک فلش، جهت آن جهت گیری اسپین این الکترون را نشان می دهد. این بدان معنی است که وضعیت یک الکترون در اتم هیدروژن را می توان به صورت 1s 1 نشان داد یا به عنوان یک سلول کوانتومی نشان داد، شکل. 4.1:

برنج. 4.1. نماد یک الکترون در اتم هیدروژن در اوربیتال های 1s

برای هر دو الکترون اتم هلیوم n=1، ل = 0، متر ل= 0، m s = +1/2 و –1/2. بنابراین، فرمول الکترونیکی هلیوم 1s 2 است. لایه الکترونی هلیوم کامل و بسیار پایدار است. هلیم یک گاز نجیب است.

طبق اصل پائولی، هیچ دو الکترونی با اسپین های موازی نمی توانند در یک مدار باشند. سومین الکترون در اتم لیتیوم اوربیتال 2s را اشغال می کند. پیکربندی الکترونیکی Li: 1s 2 2s 1 و برای بریلیوم 1s 2 2s 2. از آنجایی که اوربیتال 2s پر شده است، الکترون پنجم در اتم بور اوربیتال 2p را اشغال می کند. در n= عدد کوانتومی 2 طرفه (اوربیتال). ل مقادیر 0 و 1 را می گیرد. When ل = 0 (وضعیت 2 ثانیه) m ل= 0، در حالی که ل = 1 (2p حالت است) m لمی تواند برابر با 1 باشد. 0; -یک حالت 2p مربوط به سه سلول انرژی است، شکل. 4.2.

برنج. 4.2. مکان الکترون های اتم بور در اوربیتال ها

برای یک اتم نیتروژن (پیکربندی الکترونیکی 1s 2 2s 2 2p 3 دو الکترون در سطح اول، پنج - در سطح دوم) دو نوع ساختار الکترونیکی زیر ممکن است، شکل. 4.3:

برنج. 4.3. گزینه های ممکن برای آرایش الکترون های اتم نیتروژن در اوربیتال ها

در طرح اول، شکل 4.3a، کل اسپین 1/2 (+1/2 –1/2 +1/2) است، در طرح دوم (شکل 4.3b)، کل اسپین 3/2 است ( +1/2 + 1/2 + 1/2). محل چرخش ها مشخص می شود قانون هوندکه میخواند: سطوح انرژی به گونه ای پر می شود که کل اسپین حداکثر باشد.

به این ترتیب , از دو طرح داده شده ساختار اتم نیتروژن، اولین مورد مربوط به حالت پایدار (با کمترین انرژی) است، که در آن همه الکترون‌های p اوربیتال‌های مختلفی را اشغال می‌کنند. اوربیتال های سطح فرعی به روش زیر پر می شوند: اول، یک الکترون با اسپین های یکسان، و سپس الکترون دوم با اسپین های مخالف.

با شروع با سدیم، سومین سطح انرژی با n = 3 پر می شود. 4.4.

برنج. 4.4. توزیع الکترون ها در اوربیتال ها برای اتم های عناصر دوره سوم در حالت پایه

در یک اتم، هر الکترون یک اوربیتال آزاد با کمترین انرژی مربوط به بزرگترین پیوند آن با هسته را اشغال می کند. در سال 1961 V.M. کلچکوفسکی یک موضع کلی را تدوین کرد که بر اساس آن انرژی اوربیتال های الکترونی به ترتیب افزایش مجموع اعداد کوانتومی اصلی و ثانویه افزایش می یابد. n + l) و در صورت برابری این مجموع، اوربیتال با مقدار کمتر از عدد کوانتومی اصلی n انرژی کمتری دارد.

ترتیب ترازهای انرژی به ترتیب صعودی انرژی تقریباً به شرح زیر است:

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

توزیع الکترون ها را در اوربیتال های اتم های عناصر دوره چهارم در نظر بگیرید (شکل 4.5).

برنج. 4.5. توزیع الکترون ها بر روی اوربیتال های اتم های عناصر دوره چهارم در حالت پایه

بعد از پتاسیم (پیکربندی الکترونیکی 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1) و کلسیم (پیکربندی الکترونیکی 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2)، قسمت درونی با 3 الکترومغناطیسی پر شده است. روی). لازم به ذکر است که دو ناهنجاری وجود دارد: برای اتم های کروم و مس با 4 س-پوسته شامل دو الکترون نیست، بلکه یک الکترون دارد، یعنی. به اصطلاح "شکست" الکترون 4s خارجی به پوسته 3 بعدی قبلی رخ می دهد. ساختار الکترونیکی اتم کروم را می توان به صورت زیر نشان داد (شکل 4.6).

برنج. 4.6. توزیع مداری الکترون ها برای اتم کروم

دلیل فیزیکی "نقض" ترتیب پر شدن با قدرت نفوذ متفاوت اوربیتال های الکترونی به هسته، پایداری ویژه پیکربندی های الکترونیکی d 5 و d 10، f 7 و f 14 مرتبط با پر شدن اوربیتال های الکترونیکی با یک یا دو الکترون و همچنین اثر غربالگری لایه های الکترونیکی داخلی هسته های بار.

پیکربندی الکترونیکی اتم های منگنز، آهن، کو، نیکل، مس و روی با فرمول های زیر نشان داده می شود:

25 Mn 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 3 P 6 3d 7 4s 2

28 Ni 1s 2 2s 2 2P 6 3s 2 3p 6 3d 8 4s 2

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

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

پس از روی، از عنصر 31 - گالیم تا عنصر 36 - کریپتون، پر شدن لایه چهارم (4p - پوسته) ادامه می یابد. پیکربندی الکترونیکی این عناصر به شرح زیر است:

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 به عنوان 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 4 P 4

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

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

لازم به ذکر است که اگر طرد پائولی نقض نشود، الکترون ها در حالت های برانگیخته می توانند در اوربیتال های اتمی دیگر قرار بگیرند.

4.4. انواع عناصر شیمیایی

تمام عناصر سیستم تناوبی به چهار نوع تقسیم می شوند:

1. در اتم ها عناصر sپوسته های لایه بیرونی (n) پر شده است. عناصر s هیدروژن، هلیوم و دو عنصر اول هر دوره هستند.

2. در اتم ها عناصر pالکترون ها پوسته های p سطح بیرونی (np) را پر می کنند. عناصر p شامل 6 عنصر آخر هر دوره (به جز اولین) هستند.

3. انجام دهید عناصر dپوسته d سطح دوم خارج (n-1) d با الکترون پر شده است. اینها عناصر دهه های درهم تنیده از دوره های بزرگ هستند که بین عناصر s و p- قرار گرفته اند.

4. انجام دهید عناصر fپر از الکترون‌های f-زیرسطح سومین سطح خارجی (n-2) f . خانواده عناصر f شامل لانتانیدها و اکتینیدها هستند.

از در نظر گرفتن ساختار الکترونیکی اتم های تحریک نشده، بسته به عدد اتمی عنصر، چنین می شود:

تعداد سطوح انرژی (لایه های الکترونیکی) اتم هر عنصر برابر است با تعداد دوره ای که عنصر در آن قرار دارد. یعنی عناصر s در تمام دوره ها، عناصر p در دوره دوم و بعد، عناصر d در دوره چهارم و بعد و عناصر f در دوره ششم و هفتم قرار دارند.

عدد دوره با عدد کوانتومی اصلی الکترون های بیرونی اتم منطبق است.

عناصر s و p زیر گروه های اصلی را تشکیل می دهند، عناصر d زیرگروه های ثانویه را تشکیل می دهند، عناصر f خانواده هایی از لانتانیدها و اکتینیدها را تشکیل می دهند. بنابراین، این زیرگروه شامل عناصری است که اتم‌های آن‌ها معمولاً ساختار مشابهی نه تنها در لایه بیرونی، بلکه همچنین در لایه پیش‌خارجی دارند (به استثنای عناصری که در آن‌ها «شیب» الکترون وجود دارد).

شماره گروه معمولاً تعداد الکترون هایی را نشان می دهد که می توانند در تشکیل پیوندهای شیمیایی شرکت کنند. این معنای فیزیکی شماره گروه است. برای عناصر زیرگروه های ثانویه، الکترون های ظرفیت نه تنها بیرونی، بلکه لایه های ماقبل آخر نیز هستند. این تفاوت اصلی در خواص عناصر زیرگروه اصلی و فرعی است.

عناصر با ظرفیت d- یا f-الکترون عناصر انتقالی نامیده می شوند.

تعداد گروه، به عنوان یک قاعده، برابر با بالاترین حالت اکسیداسیون مثبت عناصری است که آنها در ترکیبات نشان می دهند. یک استثنا فلوئور است - حالت اکسیداسیون آن -1 است. از عناصر گروه هشت، تنها Os، Ru و Xe حالت اکسیداسیون 8+ دارند.

4.5. تناوب خواص اتم های عناصر

ویژگی های اتم ها مانند شعاع، انرژی یونیزاسیون، میل ترکیبی الکترون، الکترونگاتیوی، حالت اکسیداسیون، با ساختار الکترونیکی اتم مرتبط است.

شعاع اتم های فلز و شعاع کووالانسی اتم های غیر فلز وجود دارد. شعاع اتم های فلزات بر اساس فواصل بین اتمی محاسبه می شود که برای اکثر فلزات بر اساس داده های تجربی به خوبی شناخته شده است. در این حالت شعاع یک اتم فلز برابر با نصف فاصله بین مراکز دو اتم همسایه است. شعاع کووالانسی غیر فلزات در مولکول ها و بلورهای مواد ساده به روشی مشابه محاسبه می شود. هرچه شعاع اتمی بزرگتر باشد، الکترون های بیرونی راحت تر از هسته جدا می شوند (و بالعکس). برخلاف شعاع اتمی، شعاع یونی مقادیر متعارفی است.

از چپ به راست، در دوره‌ها، ارزش شعاع اتمی فلزات کاهش می‌یابد و شعاع اتمی غیرفلزها به شکل پیچیده‌ای تغییر می‌کند، زیرا به ماهیت پیوند شیمیایی بستگی دارد. به عنوان مثال، در دوره دوم، شعاع اتمی ابتدا کاهش می یابد و سپس افزایش می یابد، به ویژه در هنگام عبور از یک اتم گاز نجیب.

در زیرگروه های اصلی، با افزایش تعداد لایه های الکترونی، شعاع اتمی از بالا به پایین افزایش می یابد.

شعاع کاتیون کمتر از شعاع اتم مربوطه است و با افزایش بار مثبت کاتیون، شعاع آن کاهش می یابد. برعکس، شعاع یک آنیون همیشه بزرگتر از شعاع اتم مربوط به آن است. ذرات (اتم ها و یون ها) که تعداد الکترون های آنها برابر است، ایزوالکترونیک نامیده می شوند. در سری یون های ایزوالکترونیک، شعاع با کاهش شعاع منفی و افزایش شعاع یون مثبت کاهش می یابد. چنین کاهشی، به عنوان مثال، در سری‌ها اتفاق می‌افتد: O 2–، F –، Na +، Mg 2+، Al 3+.

انرژی یونیزاسیونانرژی مورد نیاز برای جدا کردن یک الکترون از اتم در حالت پایه است. معمولاً در الکترون ولت (1 eV = 96.485 kJ/mol) بیان می شود. در یک دوره از چپ به راست، انرژی یونیزاسیون با افزایش بار هسته ای افزایش می یابد. در زیرگروه های اصلی، از بالا به پایین، کاهش می یابد، زیرا فاصله بین الکترون و هسته افزایش می یابد و اثر غربالگری لایه های الکترونی داخلی افزایش می یابد.

جدول 4.1 مقادیر انرژی های یونیزاسیون (انرژی جدا شدن الکترون های اول، دوم و غیره) را برای برخی اتم ها نشان می دهد.

در دوره دوم، هنگام عبور از Li به Ne، انرژی جدا شدن الکترون اول افزایش می یابد (جدول 4.1 را ببینید). با این حال، همانطور که از جدول مشاهده می شود، انرژی یونیزاسیون به طور نابرابر افزایش می یابد: به ترتیب برای بور و اکسیژن به دنبال بریلیم و نیتروژن، کاهش جزئی آن مشاهده می شود که به دلیل ویژگی های ساختار الکترونیکی اتم ها است.

لایه بیرونی بریلیم کاملاً پر شده است، بنابراین، در بور بعدی، یک الکترون وارد اوربیتال p می شود. این الکترون p نسبت به الکترون s با شدت کمتری به هسته متصل است، بنابراین حذف الکترون های p انرژی کمتری نیاز دارد.

جدول 4.1.

انرژی های یونیزاسیون مناتم های عناصر خاص

هر اوربیتال p اتم نیتروژن یک الکترون دارد. در اتم اکسیژن، یک الکترون وارد اوربیتال p می شود که قبلاً توسط یک الکترون اشغال شده است. دو الکترون در یک مدار به شدت دفع می‌شوند، بنابراین حذف یک الکترون از اتم اکسیژن آسان‌تر از اتم نیتروژن است.

فلزات قلیایی کمترین انرژی یونیزاسیون را دارند، بنابراین خواص فلزی مشخصی دارند، بیشترین انرژی یونیزاسیون در گازهای بی اثر است.

میل ترکیبی الکترونانرژی آزاد می شود که یک الکترون به یک اتم خنثی متصل شود. میل ترکیبی الکترون، مانند انرژی یونیزاسیون، معمولاً با الکترون ولت بیان می شود. هالوژن ها بیشترین میل ترکیبی الکترونی را دارند در حالی که فلزات قلیایی کمترین میل ترکیبی را دارند. جدول 4.2 مقادیر میل ترکیبی الکترون را برای اتم های برخی عناصر نشان می دهد.

جدول 4.2.

میل ترکیبی الکترونی اتم های برخی عناصر

الکترونگاتیوی- توانایی یک اتم در یک مولکول یا یون برای جذب الکترون های ظرفیت اتم های دیگر. الکترونگاتیوی (EO) به عنوان یک معیار کمی یک مقدار تقریبی است. حدود 20 مقیاس الکترونگاتیوی پیشنهاد شده است که شناخته شده ترین آنها مقیاس توسعه یافته توسط L. Pauling بود. روی انجیر 4.7 مقادیر EO را با توجه به Pauling نشان می دهد.

برنج. 4.7. الکترونگاتیوی عناصر (طبق نظر پاولینگ)

فلوئور الکترونگاتیوترین عنصر در مقیاس پالینگ است. EO آن برابر با 4 در نظر گرفته می شود. کمترین الکترونگاتیو سزیم است. هیدروژن موقعیت میانی را اشغال می کند ، زیرا هنگام تعامل با برخی از عناصر ، الکترون را از دست می دهد و هنگام تعامل با برخی دیگر ، به دست می آورد.

4.6. خواص اسیدی ترکیبات؛ طرح کوسل

برای توضیح ماهیت تغییر در خواص اسید-باز ترکیبات عناصر، کوسل (آلمان) با استفاده از یک طرح ساده بر اساس این فرض که یک پیوند یونی صرفاً در مولکول‌ها وجود دارد و برهمکنش کولن بین آن‌ها انجام می‌شود، پیشنهاد کرد. یون ها طرح Kossel خواص اسید-باز ترکیبات حاوی پیوندهای E-H و E-O-H را بسته به بار هسته و شعاع عنصر تشکیل دهنده آنها توصیف می کند.

طرح Kossel برای دو هیدروکسید فلزی، به عنوان مثال، LiOH و KOH، در شکل نشان داده شده است. 4.8.

برنج. 4.8. طرح Kossel برای LiOH و KOH

همانطور که از طرح ارائه شده مشاهده می شود، شعاع یون Li + کمتر از شعاع یون K + است و گروه OH - پیوند قوی تری به کاتیون لیتیوم نسبت به کاتیون پتاسیم دارد. در نتیجه تفکیک KOH در محلول آسانتر خواهد بود و خواص اساسی هیدروکسید پتاسیم بارزتر خواهد بود.

به طور مشابه، می توان طرح Kossel را برای دو پایه CuOH و Cu(OH) 2 تجزیه و تحلیل کرد. از آنجایی که شعاع یون Cu 2+ کوچکتر است و بار بیشتر از یون Cu + است، یون Cu 2+ گروه OH - را محکم تر نگه می دارد. در نتیجه، باز Cu(OH) 2 ضعیف تر از CuOH خواهد بود.

به این ترتیب، با افزایش شعاع کاتیون و کاهش بار مثبت آن، استحکام پایه افزایش می یابد.

در زیر گروه های اصلی، از بالا به پایین، استحکام پایه ها افزایش می یابد، زیرا شعاع یون های عنصر در این جهت افزایش می یابد. در دوره های از چپ به راست، کاهش شعاع یون های عناصر و افزایش بار مثبت آنها وجود دارد، بنابراین، در این جهت، استحکام پایه ها کاهش می یابد.

طرح Kossel برای دو اسید آنوکسیک، به عنوان مثال، HCl و HI، در شکل نشان داده شده است. 4.9

برنج. 4.9. طرح کوسل برای HCl و HI

از آنجایی که شعاع یون کلرید کمتر از شعاع یون یدید است، یون H+ قوی‌تر به آنیون موجود در مولکول اسید هیدروکلریک متصل می‌شود، که ضعیف‌تر از اسید هیدرویدیک خواهد بود. به این ترتیب، قدرت اسیدهای آنوکسیک با افزایش شعاع یون منفی افزایش می یابد.

قدرت اسیدهای حاوی اکسیژن برعکس تغییر می کند. با کاهش شعاع یون و افزایش بار مثبت آن افزایش می یابد. روی انجیر 4.10 طرح Kossel را برای دو اسید HClO و HClO4 نشان می دهد.

برنج. 4.10. طرح کوسل برای HClO و HClO 4

یون C1 7+ به شدت به یون اکسیژن متصل است، بنابراین پروتون به راحتی در مولکول HClO 4 تجزیه می شود. در عین حال، پیوند یون C1 + با یون O 2- از استحکام کمتری برخوردار است و در مولکول HC1O، پروتون با شدت بیشتری توسط آنیون O 2- حفظ می شود. در نتیجه HClO 4 اسید قوی تری از HClO خواهد بود.

مزیت طرح Kossel این است که با استفاده از یک مدل ساده، توضیح ماهیت تغییر در خواص اسید-باز ترکیبات در یک سری از مواد مشابه را ممکن می‌سازد. با این حال، این طرح صرفاً کیفی است. این فقط به فرد اجازه می دهد تا خواص ترکیبات را با هم مقایسه کند و تعیین خواص اسید-باز یک ترکیب خودسرانه انتخاب شده را ممکن نمی سازد. نقطه ضعف این مدل این است که فقط بر اساس مفاهیم الکترواستاتیک است، در حالی که در طبیعت پیوند یونی خالص (100٪) وجود ندارد.

4.7. خواص ردوکس عناصر و ترکیبات آنها

با در نظر گرفتن ماهیت تغییر در الکترونگاتیوی عناصر مربوطه، تغییر در خواص ردوکس مواد ساده آسان است. در زیرگروه های اصلی، از بالا به پایین، الکترونگاتیوی کاهش می یابد که منجر به کاهش اکسید کننده و افزایش خواص کاهشی در این جهت می شود. در دوره های از چپ به راست، الکترونگاتیوی افزایش می یابد. در نتیجه، در این جهت، خواص احیایی مواد ساده کاهش می یابد، در حالی که خاصیت اکسید کننده افزایش می یابد. بنابراین، عوامل کاهنده قوی در گوشه سمت چپ پایین جدول تناوبی عناصر (پتاسیم، روبیدیم، سزیم، باریم)، ​​در حالی که عوامل اکسید کننده قوی در گوشه سمت راست بالای آن (اکسیژن، فلوئور، کلر) قرار دارند.

خواص ردوکس ترکیبات عناصر به ماهیت آنها، درجه اکسیداسیون عناصر، موقعیت عناصر در سیستم تناوبی و تعدادی از عوامل دیگر بستگی دارد.

در زیرگروه های اصلی از بالا به پایین خاصیت اکسید کننده اسیدهای حاوی اکسیژن که اتم های عنصر مرکزی حالت اکسیداسیون یکسانی دارند کاهش می یابد. عوامل اکسید کننده قوی اسیدهای نیتریک و سولفوریک غلیظ هستند. خواص اکسید کننده هر چه قوی تر باشد، حالت اکسیداسیون مثبت عنصر در ترکیب بیشتر می شود. پرمنگنات پتاسیم و دی کرومات پتاسیم خواص اکسید کننده قوی از خود نشان می دهند.

در زیرگروه های اصلی، خواص کاهنده آنیون های ساده از بالا به پایین افزایش می یابد. عوامل احیا کننده قوی HI، H2S، یدیدها و سولفیدها هستند.