Stara i nova formulacija Mendeljejevljevog periodičnog zakona. Uvod u opću kemiju. svojstva kemijskih elemenata, jednostavnih tvari, kao i sastav i svojstva spojeva su u periodičnoj ovisnosti o vrijednostima naboja jezgri atoma

Kao rezultat uspješnog razvoja gradiva u ovom poglavlju, učenik bi trebao:

znati

• moderna formulacija periodičnog zakona;
• povezanost strukture periodnog sustava i energetskog slijeda podrazina u višeelektronskim atomima;
• definicije pojmova "razdoblje", "skupina", "5-elementi", "p-elementi", "d- elementi”, “/-elementi”, “ionizacijska energija”, “afinitet elektrona”, “elektronegativnost”, “van der Waalsov radijus”, “clarke”;
• osnovni zakon geokemije;

biti u mogućnosti

Opišite strukturu periodnog sustava u skladu s pravilima Klečkovskog;

vlastiti

Ideje o periodičnoj prirodi promjene svojstava atoma i kemijskih svojstava elemenata, o značajkama dugoperiodične verzije periodnog sustava; o odnosu obilja kemijskih elemenata s njihovim položajem u periodnom sustavu, o makro- i mikroelementima u litosferi i živoj tvari.

Moderna formulacija periodičnog zakona

Periodični zakon - najopćenitiji zakon kemije - otkrio ga je Dmitrij Ivanovič Mendeljejev 1869. U to vrijeme struktura atoma još nije bila poznata. D. I. Mendeljejev je svoje otkriće napravio na temelju redovite promjene svojstava elemenata s povećanjem atomske mase.

Nakon otkrića strukture atoma, postalo je jasno da su njihova svojstva određena strukturom elektronskih ljuski, koja ovisi o ukupnom broju elektrona u atomu. Broj elektrona u atomu jednak je naboju njegove jezgre. Stoga je moderna formulacija periodičnog zakona sljedeća.

Svojstva kemijskih elemenata te jednostavnih i složenih tvari koje tvore u periodičnoj su ovisnosti o naboju jezgre njihovih atoma.

Značaj periodičnog zakona leži u činjenici da je on glavni alat za sistematizaciju i klasificiranje kemijskih informacija, vrlo važno sredstvo za tumačenje kemijskih informacija, moćno oruđe za predviđanje svojstava kemijskih spojeva i sredstvo usmjerenog traženja spojevi s unaprijed određenim svojstvima.

Periodični zakon nema matematički izraz u obliku jednadžbi, on se ogleda u tablici tzv. periodični sustav kemijskih elemenata. Postoje mnoge varijante tablica periodnog sustava. Najviše se koriste dugotrajna i kratka verzija, postavljena na prvi i drugi uložak u boji knjige. Glavna strukturna jedinica periodnog sustava je razdoblje.

Razdoblje s brojem str naziva niz kemijskih elemenata poredanih uzlaznim redoslijedom naboja jezgre atoma, koji počinje ^-elementima, a završava ^-elementima.

U ovoj definiciji P - broj perioda jednak glavnom kvantnom broju za gornju energetsku razinu u atomima svih elemenata ovog razdoblja. u atomima s-elementi 5-podrazina je dovršeno, u atomima p-elementi - odnosno p-podrazine. Iznimka od gornje definicije je prvo razdoblje, u kojem nema p-elemenata, budući da na prvoj energetskoj razini (n = 1) postoji samo 15 razina. Periodni sustav također sadrži d-elementi, čije su ^-podrazine dovršene, i /-elementi,čiji su /-podnivoi dovršeni.

Alkemičari su također pokušali pronaći zakon prirode, na temelju kojeg bi bilo moguće sistematizirati kemijske elemente. Ali nedostajale su im pouzdane i detaljne informacije o elementima. Do sredine XIX stoljeća. znanje o kemijskim elementima postalo je dovoljno, a broj elemenata se toliko povećao da se u znanosti pojavila prirodna potreba da ih klasificira. Prvi pokušaji razvrstavanja elemenata na metale i nemetale pokazali su se neodrživim. Prethodnici D. I. Mendeljejeva (I.V. Debereiner, J.A. Newlands, L.Yu. Meyer) učinili su mnogo na pripremi otkrića periodičnog zakona, ali nisu mogli shvatiti istinu. Dmitrij Ivanovič uspostavio je vezu između mase elemenata i njihovih svojstava.

Dmitrij Ivanovič rođen je u Tobolsku. Bio je sedamnaesto dijete u obitelji. Nakon što je završio gimnaziju u svom rodnom gradu, Dmitrij Ivanovič je upisao Glavni pedagoški institut u Sankt Peterburgu, a nakon diplomiranja otišao je na znanstveno putovanje u inozemstvo sa zlatnom medaljom na dvije godine. Nakon povratka pozvan je na Sveučilište u St. Počevši čitati predavanja iz kemije, Mendeljejev nije pronašao ništa što bi se moglo preporučiti studentima kao nastavno pomagalo. I odlučio je napisati novu knjigu - "Osnove kemije".

Otkrivanju periodičnog zakona prethodilo je 15 godina mukotrpnog rada. Dmitrij Ivanovič je 1. ožujka 1869. planirao poslovno otići iz Sankt Peterburga u provinciju.

Periodični zakon otkriven je na temelju karakteristika atoma – relativne atomske mase .

Mendeljejev je rasporedio kemijske elemente uzlaznim redoslijedom njihovih atomskih masa i primijetio da se svojstva elemenata ponavljaju nakon određenog intervala - razdoblja, Dmitrij Ivanovič je periode smjestio jednu ispod druge., tako da su slični elementi smješteni jedan ispod drugog. - na istoj vertikali, tako da je periodični sustav izgrađen elementima.

1. ožujka 1869. godine Formulacija periodičnog zakona od strane D.I. Mendeljejev.

Svojstva jednostavnih tvari, kao i oblici i svojstva spojeva elemenata, u periodičnoj su ovisnosti o veličini atomskih težina elemenata.

Nažalost, u početku je bilo vrlo malo pristaša periodičnog zakona, čak i među ruskim znanstvenicima. Mnogo je protivnika, posebno u Njemačkoj i Engleskoj.
Otkriće periodičnog zakona briljantan je primjer znanstvene predviđanja: 1870. Dmitrij Ivanovič je predvidio postojanje tri tada nepoznata elementa, koje je nazvao ekasilicij, ekaaluminij i ekabor. Također je bio u stanju točno predvidjeti najvažnija svojstva novih elemenata. I nakon 5 godina, 1875. godine, francuski znanstvenik P.E. Lecoq de Boisbaudran, koji nije znao ništa o radu Dmitrija Ivanoviča, otkrio je novi metal, nazvavši ga galij. Po brojnim svojstvima i metodi otkrića, galij se podudarao s ekaaluminijem koji je predvidio Mendeljejev. Ali njegova je težina bila manja od predviđene. Unatoč tome, Dmitrij Ivanovič poslao je pismo Francuskoj, inzistirajući na svom predviđanju.
Znanstveni svijet je bio zapanjen tim Mendeljejevljevim predviđanjem svojstava ekaaluminij pokazalo se tako točnim. Od ovog trenutka periodični zakon počinje se afirmirati u kemiji.
1879. L. Nilson u Švedskoj je otkrio skandij, koji je utjelovio ono što je predvidio Dmitrij Ivanovič ekabor .
K. Winkler je 1886. u Njemačkoj otkrio germanij, što se pokazalo eksasilicij .

Ali genij Dmitrija Ivanoviča Mendeljejeva i njegova otkrića nisu samo ta predviđanja!

Na četiri mjesta periodnog sustava, D. I. Mendelejev je rasporedio elemente prema rastućim atomskim masama:

Već krajem 19. stoljeća D.I. Mendeljejev je napisao da se, očigledno, atom sastoji od drugih manjih čestica. Nakon njegove smrti 1907. godine, dokazano je da se atom sastoji od elementarnih čestica. Teorija strukture atoma potvrdila je ispravnost Mendeljejeva, permutacije ovih elemenata koje nisu u skladu s rastom atomskih masa potpuno su opravdane.

Moderna formulacija periodičnog zakona.

Svojstva kemijskih elemenata i njihovih spojeva su u periodičnoj ovisnosti o veličini naboja jezgri njihovih atoma, što se izražava u periodičnom ponavljanju strukture vanjske valentne elektronske ljuske.
A sada, više od 130 godina nakon otkrića periodičnog zakona, možemo se vratiti riječima Dmitrija Ivanoviča, uzete kao moto naše lekcije: „Budućnost ne prijeti periodičnom zakonu uništenjem, već samo nadgradnjom i razvoj je obećan.” Koliko je kemijskih elemenata do sada otkriveno? A ovo je daleko od granice.

Grafički prikaz periodnog zakona je periodični sustav kemijskih elemenata. Ovo je kratak pregled cjelokupne kemije elemenata i njihovih spojeva.

Promjene svojstava u periodnom sustavu s povećanjem vrijednosti atomskih težina u razdoblju (slijeva na desno):

1. Metalna svojstva se smanjuju

2. Povećaju se nemetalna svojstva

3. Svojstva viših oksida i hidroksida mijenjaju se od bazičnih preko amfoternih u kisele.

4. Valencija elemenata u formulama viših oksida raste od japrijeVII, a u formulama hlapljivih vodikovih spojeva opada od IV prijeja.

Osnovni principi konstrukcije periodnog sustava.

Znak za usporedbu	D. I. Mendeljejev
1. Kako se uspostavlja redoslijed elemenata po brojevima? (Koja je osnova PS-a?)	Elementi su navedeni prema rastućim relativnim atomskim masama. Međutim, postoje iznimke. Ar - K, Co - Ni, Te - I, Th - Pa
2. Princip kombiniranja elemenata u grupe.	Oznaka kvalitete. Sličnost svojstava jednostavnih tvari i iste vrste složenih.
3. Princip spajanja elemenata u razdoblja.

Prva opcija Periodni sustav elemenata objavio je Dmitrij Ivanovič Mendeljejev 1869. godine i nazvan je "Iskustvo sustava elemenata".

DI. Mendeljejev je poredao 63 tada poznata elementa uzlaznim redoslijedom njihovih atomskih masa i dobio prirodni niz kemijskih elemenata, u kojima je otkrio periodično ponavljanje kemijskih svojstava. Ovaj niz kemijskih elemenata danas je poznat kao periodični zakon (formulacija D.I. Mendelejeva):

Svojstva jednostavnih tijela, kao i oblici i svojstva spojeva elemenata, u periodičnoj su ovisnosti o veličini atomskih težina elemenata.

Sadašnji tekst zakona glasi:

Svojstva kemijskih elemenata, jednostavnih tvari, kao i sastav i svojstva spojeva u periodičnoj su ovisnosti o vrijednostima naboja jezgri atoma.

Grafička slika periodični zakon je periodni sustav.

Ćelija svakog elementa označava njegove najvažnije karakteristike.

Periodni sustav elemenata sadrži grupe i razdoblja.

Skupina- stupac periodnog sustava, u kojem se nalaze kemijski elementi koji imaju kemijsku sličnost zbog identične elektronske konfiguracije valentnog sloja.

Periodični sustav D.I. Mendeljejev sadrži osam grupa elemenata. Svaka grupa se sastoji od dvije podskupine: glavni (a) i sekundarni (b). Glavna podskupina sadrži s- i p- elementi, sa strane - d- elementi.

Nazivi grupa:

I-a Alkalijski metali.

II-a Zemnoalkalijski metali.

V-a Pniktogeni.

VI-a Halkogeni.

VII-a Halogeni.

VIII-a Plemeniti (inertni) plinovi.

Razdoblje je niz elemenata napisanih kao niz, poredanih po rastućem naboju njihovih jezgri. Broj razdoblja odgovara broju elektronskih razina u atomu.

Razdoblje počinje s alkalnim metalom (ili vodikom), a završava s plemenitim plinom.

Parametar	Dolje u grupi	Po točki s desne strane
Naboj jezgre	povećava se	povećava se
Broj valentnih elektrona	Ne mijenja se	povećava se
Broj energetskih razina	povećava se	Ne mijenja se
Radijus atoma	povećava se	Smanjuje se
Elektronegativnost	Smanjuje se	povećava se
Svojstva metala	Povećavaju se	Smanjenje
Oksidacijsko stanje u višem oksidu	Ne mijenja se	povećava se
Stupanj oksidacije u vodikovim spojevima (za elemente grupa IV-VII)	Ne mijenja se	povećava se

Moderni periodni sustav kemijskih elemenata Mendeljejeva.

SJEDNICA 5 10. razred(prva godina studija)

Periodični zakon i sustav kemijskih elemenata Plan Mendeljejeva d.I

1. Povijest otkrića periodnog zakona i sustava kemijskih elemenata od strane D. I. Mendeljejeva.

2. Periodični zakon u formulaciji D.I.Mendelejeva.

3. Moderna formulacija periodičnog zakona.

4. Vrijednost periodičnog zakona i sustava kemijskih elemenata D.I.Mendeljejeva.

5. Periodični sustav kemijskih elemenata – grafički odraz periodnog zakona. Struktura periodnog sustava: razdoblja, skupine, podskupine.

6. Ovisnost svojstava kemijskih elemenata o građi njihovih atoma.

1. ožujka (prema novom stilu) 1869. smatra se datumom otkrića jednog od najvažnijih zakona kemije - periodičnog zakona. Sredinom XIX stoljeća. Bila su poznata 63 kemijska elementa, te ih je bilo potrebno razvrstati. Pokušaji takve klasifikacije činili su mnogi znanstvenici (W. Odling i J. A. R. Newlands, J. B. A. Dumas i A. E. Chancourtua, I. V. Debereiner i L. Yu. Meyer), ali je samo D. I. Mendelejev uspio vidjeti određeni obrazac, slažući elemenata redom povećanja njihove atomske mase. Ovaj obrazac ima periodičnu prirodu, pa je Mendeljejev formulirao zakon koji je otkrio na sljedeći način: svojstva elemenata, kao i oblici i svojstva njihovih spojeva, u periodičnoj su ovisnosti o vrijednosti atomske mase elementa.

U sustavu kemijskih elemenata koji je predložio Mendeljejev postojao je niz kontradikcija koje sam autor periodičnog zakona nije mogao otkloniti (argon-kalij, telur-jod, kobalt-nikl). Tek početkom 20. stoljeća, nakon otkrića strukture atoma, objašnjeno je fizičko značenje periodnog zakona i pojavila se njegova moderna formulacija: svojstva elemenata, kao i oblici i svojstva njihovih spojeva, u periodičnoj su ovisnosti o veličini naboja jezgri njihovih atoma.

Ovu formulaciju potvrđuje prisutnost izotopa čija su kemijska svojstva ista, iako su atomske mase različite.

Periodični zakon je jedan od temeljnih zakona prirode i najvažniji zakon kemije. Otkrićem ovog zakona počinje suvremena faza u razvoju kemijske znanosti. Iako je fizikalno značenje periodnog zakona postalo jasno tek nakon stvaranja teorije strukture atoma, sama se ta teorija razvila na temelju periodnog zakona i sustava kemijskih elemenata. Zakon pomaže znanstvenicima da stvore nove kemijske elemente i nove spojeve elemenata, da dobiju tvari sa željenim svojstvima. Sam Mendeljejev je predvidio postojanje 12 elemenata koji tada još nisu bili otkriveni i odredio njihov položaj u periodičnom sustavu. Detaljno je opisao svojstva tri od ovih elemenata, a tijekom života znanstvenika su ti elementi otkriveni ("ekabor" - galij, "ekaaluminij" - skandij, "ekasilicij" - germanij). Osim toga, periodični zakon od velikog je filozofskog značaja, koji potvrđuje najopćenitije zakone razvoja prirode.

Grafički odraz periodičnog zakona je periodični sustav kemijskih elemenata Mendeljejeva. Postoji nekoliko oblika periodnog sustava (kratki, dugi, ljestve (predložio N. Bor), spiralni). U Rusiji je kratki oblik najrašireniji. Suvremeni periodični sustav sadrži 110 do danas otkrivenih kemijskih elemenata, od kojih svaki zauzima određeno mjesto, ima svoj serijski broj i ime. U tablici se razlikuju horizontalni redovi - razdoblja (1–3 su male, sastoje se od jednog reda; 4–6 su velike, sastoje se od dva reda; 7. razdoblje je nepotpuno). Osim razdoblja, razlikuju se okomiti redovi - skupine, od kojih je svaka podijeljena u dvije podskupine (glavna - a i sekundarna - b). Sekundarne podskupine sadrže elemente samo velikih razdoblja, sve pokazuju metalna svojstva. Elementi iste podskupine imaju istu strukturu vanjskih elektronskih ljuski, što određuje njihova slična kemijska svojstva.

Razdoblje- ovo je slijed elemenata (od alkalijskog metala do inertnog plina), čiji atomi imaju isti broj energetskih razina, jednak broju razdoblja.

Glavna podskupina je okomiti niz elemenata čiji atomi imaju isti broj elektrona na vanjskoj energetskoj razini. Taj je broj jednak broju skupine (osim vodika i helija).

Svi elementi u periodnom sustavu podijeljeni su u 4 elektroničke obitelji ( s-, str-, d-,f-elementi) ovisno o tome koja je podrazina u atomu elementa posljednja ispunjena.

bočna podskupina je okomita linija d-elementi koji imaju isti ukupan broj elektrona po d-podrazina predvanjskog sloja i s- podrazina vanjskog sloja. Ovaj broj je obično jednak broju grupe.

Najvažnija svojstva kemijskih elemenata su metalnost i nemetaličnost.

metaličnost je sposobnost atoma kemijskog elementa da doniraju elektrone. Kvantitativna karakteristika metalnosti je energija ionizacije.

Energija ionizacije atoma- to je količina energije koja je potrebna da se elektron odvoji od atoma elementa, tj. da se atom pretvori u kation. Što je energija ionizacije manja, atom lakše odaje elektron, to su jača metalna svojstva elementa.

nemetaličnost je sposobnost atoma kemijskog elementa da vežu elektrone. Kvantitativna karakteristika nemetaličnosti je afinitet prema elektronu.

afinitet prema elektronu- to je energija koja se oslobađa kada je elektron vezan za neutralni atom, tj. kada se atom pretvori u anion. Što je veći afinitet prema elektronu, atom lakše pričvršćuje elektron, to su nemetalna svojstva elementa jača.

Univerzalna karakteristika metalnosti i nemetaličnosti je elektronegativnost (EO) elementa.

EO elementa karakterizira sposobnost njegovih atoma da privlače elektrone na sebe, koji sudjeluju u stvaranju kemijskih veza s drugim atomima u molekuli.

Što je više metalnosti, to je manje EO.

Što je veća nemetaličnost, to je veći EO.

Prilikom određivanja vrijednosti relativnog EC na Paulingovoj skali, EC atoma litija uzet je kao jedinica (EC(Li) = 1); najelektronegativniji element je fluor (EO(F) = 4).

U kratkim razdobljima od alkalnog metala do inertnog plina:

Povećava se naboj jezgri atoma;

Broj energetskih razina se ne mijenja;

Broj elektrona u vanjskoj razini raste s 1 na 8;

Radijus atoma se smanjuje;

Povećava se snaga veze između elektrona vanjskog sloja i jezgre;

Povećava se energija ionizacije;

Povećava se afinitet prema elektronu;

EO se povećava;

Metalnost elemenata se smanjuje;

Povećava se nemetaličnost elemenata.

Sve d-elementi ovog razdoblja slični su po svojim svojstvima - svi su metali, imaju neznatno različite atomske polumjere i EC vrijednosti, budući da sadrže isti broj elektrona na vanjskoj razini (npr. u 4. razdoblju - osim Cr i Cu).

U glavnim podskupinama od vrha do dna:

Povećava se broj energetskih razina u atomu;

Broj elektrona u vanjskoj razini je isti;

Povećava se polumjer atoma;

Jačina veze između elektrona vanjske razine i jezgre se smanjuje;

Energija ionizacije se smanjuje;

Smanjuje se afinitet prema elektronu;

EO se smanjuje;

Povećava se metalnost elemenata;

Smanjuje se nemetaličnost elemenata.

Kao rezultat proučavanja ove teme, naučit ćete: zašto je vodik stavljen istovremeno u prvu i sedmu skupinu periodnog sustava; zašto neki elementi (na primjer, Cr i Cu) doživljavaju "otkaz" vanjskog s-elektrona na predvanjsku d-ljusku; koja je glavna razlika u svojstvima elemenata glavne i sekundarne podskupine; koji su elektroni valentni za elemente glavne i sekundarne podskupine; koji je razlog neravnomjernog porasta energije ionizacije pri prelasku od Li do Ne; koja je baza jača: LiOH ili KOH; koja je kiselina jača: HCl ili HI. Kao rezultat proučavanja ove teme, naučit ćete: bilježiti elektroničke konfiguracije elemenata; uspostaviti elektroničku strukturu atoma elementa prema njegovom položaju u odgovarajućem razdoblju i podskupini periodnog sustava, a time i njegovim svojstvima; iz razmatranja elektronske strukture nepobuđenih atoma odrediti broj elektrona koji mogu sudjelovati u stvaranju kemijskih veza, kao i moguća oksidacijska stanja elemenata; Usporedite relativne jakosti kiselina i baza. Studijska pitanja:

4.1. Periodični zakon D.I. Mendeljejev

Periodični zakon je najveće dostignuće kemijske znanosti, temelj cijele moderne kemije. Njegovim otkrićem kemija je prestala biti deskriptivna znanost, u njoj je postalo moguće znanstveno predviđanje.

Periodični zakon otvoren D. I. Mendeljejev 1869. znanstvenik je formulirao ovaj zakon na sljedeći način: "Svojstva jednostavnih tijela, kao i oblici i svojstva spojeva elemenata, u periodičnoj su ovisnosti o veličini atomskih težina elemenata."

Detaljnije proučavanje strukture materije pokazalo je da periodičnost svojstava elemenata nije posljedica atomske mase, već elektroničke strukture atoma.

Nuklearni naboj je karakteristika koja određuje elektroničku strukturu atoma, a time i svojstva elemenata. Stoga, u modernoj formulaciji, periodični zakon zvuči ovako: svojstva jednostavnih tvari, kao i oblici i svojstva spojeva elemenata, u periodičnoj su ovisnosti o serijskom broju (o naboju jezgre njihove atomi).

Izraz periodičnog zakona je periodični sustav elemenata.

4.2. Periodični sustav D. I. Mendeljejeva

Periodični sustav elemenata D. I. Mendeljejeva sastoji se od sedam perioda, koji su horizontalni nizovi elemenata poredanih uzlaznim redoslijedom naboja njihove atomske jezgre. Razdoblja 1, 2, 3, 4, 5, 6 sadrže 2, 8, 8, 18, 18, 32 elementa. Sedmo razdoblje nije završeno. Razdoblja 1, 2 i 3 se nazivaju mali ostatak - velika.

Svaki period (osim prvog) počinje atomima alkalijskih metala (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) i završava plemenitim plinom (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) kojem prethodi tipični nemetal. U razdobljima s lijeva na desno, metalna svojstva postupno slabe, a nemetalna svojstva rastu, budući da se povećanjem pozitivnog naboja jezgri atoma povećava broj elektrona na vanjskoj razini.

U prvom razdoblju, osim helija, postoji samo jedan element - vodik. Uvjetno se svrstava u podskupinu IA ili VIIA, jer pokazuje sličnosti i s alkalnim metalima i s halogenima. Sličnost vodika s alkalnim metalima očituje se u činjenici da je vodik, kao i alkalni metali, redukcijski agens i, dajući jedan elektron, tvori jednostruko nabijeni kation. Vodik ima više zajedničkog s halogenima: vodik je, kao i halogeni, nemetal, njegova molekula je dvoatomska, može pokazati oksidirajuća svojstva, tvoreći hidride slične solima s aktivnim metalima, na primjer, NaH, CaH 2.

U četvrtom razdoblju nakon Ca slijedi 10 prijelaznih elemenata (dekada Sc - Zn), a zatim preostalih 6 osnovnih elemenata razdoblja (Ga - Kr). Slično je konstruirano i peto razdoblje. koncept prijelazni element obično se koristi za označavanje bilo kojeg elementa s valentnim d- ili f-elektronima.

Šesto i sedmo razdoblje imaju dvostruko umetanje elemenata. Nakon elementa Ba slijedi interkalirana dekada d-elemenata (La - Hg), a nakon prvog prijelaznog elementa La nalazi se 14 f-elemenata - lantanidi(Se - Lu). Nakon Hg su preostalih 6 glavnih p-elemenata šestog razdoblja (Tl - Rn).

U sedmom (nepotpunom) razdoblju nakon Ac slijedi 14 f-elemenata- aktinidi(Th - Lr). Nedavno su La i Ac klasificirani kao lantanidi, odnosno aktinidi. Lantanoidi i aktinidi odvojeno su smješteni na dnu tablice.

Dakle, svaki element u periodnom sustavu zauzima strogo definiran položaj, koji je označen redni ili atomski, broj.

U periodnom sustavu osam skupina (I - VIII) smješteno je okomito, koje su pak podijeljene u podskupine - glavni, ili podskupine A i strana, ili podskupina B. Podskupina VIIIB je posebna, sadrži trozvuci elementi koji čine obitelji željeza (Fe, Co, Ni) i metala platine (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).

Sličnost elemenata unutar svake podskupine je najuočljiviji i najvažniji obrazac u periodnom sustavu. U glavnim podskupinama, od vrha do dna, metalna svojstva se povećavaju, a nemetalna svojstva slabe. U tom slučaju dolazi do povećanja stabilnosti spojeva elemenata u najnižem oksidacijskom stanju za ovu podskupinu. U bočnim podskupinama, naprotiv, od vrha do dna slabi metalna svojstva i povećava se stabilnost spojeva s najvišim oksidacijskim stanjem.

4.3. Periodični sustav i elektronske konfiguracije atoma

Budući da se jezgre reagirajućih atoma ne mijenjaju tijekom kemijskih reakcija, kemijska svojstva atoma ovise o strukturi njihovih elektronskih ljuski.

Punjenje elektronskih slojeva i elektronskih omotača atoma događa se u skladu s Paulijevim principom i Hundovim pravilom.

Paulijev princip (Paulijeva zabrana)

Dva elektrona u atomu ne mogu imati četiri identična kvantna broja (svaka atomska orbitala ne može sadržavati više od dva elektrona).

Paulijev princip određuje maksimalni broj elektrona koji imaju zadani glavni kvantni broj n(tj. nalazi se na danom sloju elektrona): N n = 2n 2 . Na prvom elektroničkom sloju (energetska razina) ne može biti više od 2 elektrona, na drugom - 8, na trećem - 18, itd.

U atomu vodika, na primjer, postoji jedan elektron, koji je na prvoj energetskoj razini u stanju 1s. Spin ovog elektrona može se usmjeriti proizvoljno (m s = +1/2 ili m s = –1/2). Još jednom treba naglasiti da se prva energetska razina sastoji od jedne podrazine - 1s, druga energetska razina - od dvije podrazine - 2s i 2p, treća - od tri podrazine - 3s, 3p, 3d itd. Podrazina pak sadrži orbitale, čiji je broj određen bočnim kvantnim brojem l i jednako (2 l + 1). Svaka orbitala konvencionalno je označena stanicom, elektron koji se nalazi na njoj - strelicom, čiji smjer označava orijentaciju spina ovog elektrona. To znači da se stanje elektrona u atomu vodika može prikazati kao 1s 1 ili kvantna stanica, sl. 4.1:

Riža. 4.1. Simbol za elektron u atomu vodika u 1s orbitalama

Za oba elektrona atoma helija n = 1, l = 0, m l= 0, m s = +1/2 i –1/2. Stoga je elektronska formula za helij 1s 2 . Elektronska ljuska helija je potpuna i vrlo stabilna. Helij je plemeniti plin.

Prema Paulijevom principu, dva elektrona s paralelnim spinovima ne mogu biti na istoj orbitali. Treći elektron u atomu litija zauzima 2s orbitalu. Elektronska konfiguracija Li: 1s 2 2s 1, a za berilij 1s 2 2s 2. Budući da je 2s orbitala popunjena, peti elektron na atomu bora zauzima 2p orbitalu. Na n= 2 bočni (orbitalni) kvantni broj l uzima vrijednosti 0 i 1. Kada l = 0 (2s stanje) m l= 0, dok l = 1 (2p je stanje) m l može biti jednako +1; 0; -jedan. 2p stanje odgovara trima energetskim ćelijama, sl. 4.2.

Riža. 4.2. Položaj elektrona atoma bora u orbitalama

Za atom dušika (elektronička konfiguracija 1s 2 2s 2 2p 3 dva elektrona na prvoj razini, pet - na drugoj) moguće su sljedeće dvije varijante elektronske strukture, sl. 4.3:

Riža. 4.3. Moguće opcije rasporeda elektrona atoma dušika u orbitalama

U prvoj shemi, sl.4.3a, ukupni spin je 1/2 (+1/2 –1/2 +1/2), u drugoj (slika 4.3b) ukupni spin je 3/2 ( +1/2 + 1/2+1/2). Određuje se mjesto okretanja Hundovo pravilo koji glasi: energetske razine su ispunjene na način da je ukupni spin maksimalan.

Na ovaj način , od dvije zadane sheme strukture atoma dušika, prva odgovara stabilnom stanju (s najnižom energijom), gdje svi p-elektroni zauzimaju različite orbitale. Orbitale podrazine se popunjavaju na sljedeći način: prvo jedan elektron s identičnim spinovima, a zatim drugi elektron sa suprotnim spinovima.

Počevši od natrija, ispunjava se treća energetska razina s n = 3. 4.4.

Riža. 4.4. Raspodjela elektrona u orbitalama za atome elemenata trećeg razdoblja u osnovnom stanju

U atomu svaki elektron zauzima slobodnu orbitalu s najnižom energijom koja odgovara njegovoj najvećoj vezi s jezgrom. Godine 1961. V.M. Klečkovski je formulirao opći stav prema kojemu energija orbitala elektrona raste redom rastuće sume glavnog i sekundarnog kvantnog broja ( n + l), a u slučaju jednakosti tih zbroja, orbitala s nižom vrijednošću glavnog kvantnog broja n ima manju energiju.

Slijed energetskih razina u rastućem redoslijedu energije je otprilike sljedeći:

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

Razmotrimo raspodjelu elektrona u orbitalama atoma elemenata četvrtog razdoblja (slika 4.5).

Riža. 4.5. Raspodjela elektrona po orbitalama atoma elemenata četvrtog razdoblja u osnovnom stanju

Nakon kalija (elektronička konfiguracija 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1) i kalcija (elektronička konfiguracija 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2), unutarnja 3d ljuska je ispunjena elektronima Sc -transi Zn) . Treba napomenuti da postoje dvije anomalije: za atome Cr i Cu za 4 s-ljuska ne sadrži dva elektrona, već jedan, t.j. dolazi do takozvanog “neuspjeha” vanjskog 4s elektrona na prethodnu 3d ljusku. Elektronska struktura atoma kroma može se prikazati na sljedeći način (slika 4.6).

Riža. 4.6. Orbitalna raspodjela elektrona za atom kroma

Fizički razlog za "kršenje" redoslijeda punjenja povezan je s različitom snagom prodora orbitala elektrona u jezgru, posebnom stabilnošću elektroničkih konfiguracija d 5 i d 10, f 7 i f 14, koje odgovaraju popunjavanje elektroničkih orbitala s jednim ili dva elektrona, kao i efekt screeninga unutarnjih elektroničkih slojeva jezgri naboja.

Elektroničke konfiguracije atoma Mn, Fe, Co, Ni, Cu i Zn predstavljene su sljedećim formulama:

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 3p 6 3d 7 4s 2 ,

28 Ni 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 .

Nakon cinka, počevši od elementa 31 - galija do elementa 36 - kriptona, nastavlja se punjenje četvrtog sloja (4p - školjke). Elektroničke konfiguracije ovih elemenata su sljedeće:

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 Kao 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 .

Treba napomenuti da ako se Paulijevo isključenje ne krši, elektroni u pobuđenim stanjima mogu se nalaziti u drugim atomskim orbitalama.

4.4. Vrste kemijskih elemenata

Svi elementi periodnog sustava podijeljeni su u četiri tipa:

1. Kod atoma s-elementi ispunjene su s-ljuske vanjskog sloja (n). S elementi su vodik, helij i prva dva elementa svakog razdoblja.

2. Kod atoma p-elementi elektroni ispunjavaju p-ljuske vanjske razine (np). P-elementi uključuju zadnjih 6 elemenata svakog razdoblja (osim prvog).

3. Učinite d-elementi d-ljuska druge razine izvana (n-1) d je ispunjena elektronima. To su elementi interkaliranih desetljeća velikih razdoblja smještenih između s- i p- elemenata.

4. Učinite f-elementi ispunjen elektronima f-podrazina treće vanjske razine (n-2) f . Obitelj f-elemenata uključuje lantanoide i aktinide.

Iz razmatranja elektronske strukture nepobuđenih atoma, ovisno o atomskom broju elementa, slijedi:

Broj energetskih razina (elektronskih slojeva) atoma bilo kojeg elementa jednak je broju razdoblja u kojem se element nalazi. Dakle, s-elementi su u svim razdobljima, p-elementi su u drugom i narednim periodima, d-elementi su u četvrtom i narednim periodima, a f-elementi su u šestom i sedmom razdoblju.

Broj perioda podudara se s glavnim kvantnim brojem vanjskih elektrona atoma.

s- i p-elementi čine glavne podskupine, d-elementi tvore sekundarne podskupine, f-elementi čine obitelji lantanida i aktinida. Dakle, u podskupinu spadaju elementi čiji atomi obično imaju sličnu strukturu ne samo vanjskog, već i predvanjskog sloja (s izuzetkom elemenata u kojima postoji "dip" elektrona).

Broj skupine obično označava broj elektrona koji mogu sudjelovati u stvaranju kemijskih veza. Ovo je fizičko značenje broja grupe. Za elemente sekundarnih podskupina, valentni elektroni nisu samo vanjske, već i pretposljednje ljuske. To je glavna razlika u svojstvima elemenata glavne i sekundarne podskupine.

Elementi s valentnim d- ili f-elektronima nazivaju se prijelazni elementi.

Broj skupine, u pravilu, jednak je najvišem pozitivnom oksidacijskom stanju elemenata koje oni pokazuju u spojevima. Iznimka je fluor - njegovo oksidacijsko stanje je -1; Od elemenata grupe VIII, samo Os, Ru i Xe imaju oksidacijsko stanje +8.

4.5. Periodičnost svojstava atoma elemenata

Takve karakteristike atoma kao što su njihov polumjer, energija ionizacije, afinitet prema elektronu, elektronegativnost, oksidacijsko stanje, povezane su s elektroničkom strukturom atoma.

Postoje radijusi atoma metala i kovalentni polumjeri atoma nemetala. Polumjeri atoma metala izračunavaju se na temelju međuatomskih udaljenosti, koje su na temelju eksperimentalnih podataka dobro poznate za većinu metala. U ovom slučaju, polumjer atoma metala jednak je polovici udaljenosti između središta dvaju susjednih atoma. Kovalentni polumjeri nemetala u molekulama i kristalima jednostavnih tvari izračunavaju se na sličan način. Što je atomski radijus veći, vanjskim se elektronima lakše odvojiti od jezgre (i obrnuto). Za razliku od atomskih radijusa, ionski radijusi su konvencionalne vrijednosti.

S lijeva na desno, u periodima, vrijednost atomskih radijusa metala opada, a atomski radijusi nemetala se mijenjaju na složen način, budući da to ovisi o prirodi kemijske veze. U drugom razdoblju, na primjer, atomski polumjeri se najprije smanjuju, a zatim povećavaju, osobito naglo pri prijelazu na atom plemenitog plina.

U glavnim podskupinama, atomski radijusi rastu od vrha do dna, kako se povećava broj slojeva elektrona.

Polumjer kationa manji je od polumjera odgovarajućeg atoma, a s povećanjem pozitivnog naboja kationa njegov se polumjer smanjuje. Obrnuto, polumjer aniona je uvijek veći od polumjera odgovarajućeg atoma. Čestice (atomi i ioni) koje imaju isti broj elektrona nazivaju se izoelektronskim. U nizu izoelektronskih iona polumjer se smanjuje sa smanjenjem negativnog i povećanjem radijusa pozitivnog iona. Takvo smanjenje se događa npr. u nizu: O 2–, F –, Na +, Mg 2+, Al 3+.

Energija ionizacije je energija potrebna za odvajanje elektrona od atoma u osnovnom stanju. Obično se izražava u elektronvoltima (1 eV = 96,485 kJ/mol). U razdoblju s lijeva na desno, energija ionizacije raste s povećanjem nuklearnog naboja. U glavnim podskupinama, od vrha prema dolje, on se smanjuje, budući da se udaljenost između elektrona i jezgre povećava i povećava učinak screeninga unutarnjih elektronskih slojeva.

U tablici 4.1 prikazane su vrijednosti energija ionizacije (energija odvajanja prvog, drugog itd. elektrona) za neke atome.

U drugom razdoblju, pri prelasku iz Li u Ne, energija odvajanja prvog elektrona raste (vidi tablicu 4.1). Međutim, kao što se može vidjeti iz tablice, energija ionizacije raste neravnomjerno: za bor i kisik nakon berilija, odnosno dušika, uočava se njezino lagano smanjenje, što je posljedica osobitosti elektronske strukture atoma.

Vanjska s-ljuska berilija je potpuno ispunjena, stoga u sljedećem boru elektron ulazi u p-orbitalu. Ovaj p-elektron je slabije vezan za jezgru od s-elektrona, tako da uklanjanje p-elektrona zahtijeva manje energije.

Tablica 4.1.

Energije ionizacije ja atoma određenih elemenata

Svaka p orbitala atoma dušika ima jedan elektron. Kod atoma kisika, elektron ulazi u p-orbitalu, koju već zauzima jedan elektron. Dva elektrona u istoj orbiti snažno se odbijaju, pa je lakše ukloniti elektron s atoma kisika nego s atoma dušika.

Alkalijski metali imaju najmanju energiju ionizacije, pa imaju izražena metalna svojstva, najveća energija ionizacije je u inertnim plinovima.

afinitet prema elektronu je energija koja se oslobađa kada je elektron vezan na neutralni atom. Afinitet prema elektronu, kao i energija ionizacije, obično se izražava u elektron voltima. Halogeni imaju najveći afinitet prema elektronima, dok alkalni metali imaju najmanji. U tablici 4.2 prikazane su vrijednosti afiniteta elektrona za atome nekih elemenata.

Tablica 4.2.

Elektronski afinitet atoma nekih elemenata

Elektronegativnost- sposobnost atoma u molekuli ili ionu da privuče valentne elektrone drugih atoma. Elektronegativnost (EO) kao kvantitativna mjera je približna vrijednost. Predloženo je oko 20 ljestvica elektronegativnosti, od kojih je najpoznatija skala koju je razvio L. Pauling. Na sl. 4.7 prikazuje vrijednosti EO prema Paulingu.

Riža. 4.7. Elektronegativnost elemenata (prema Paulingu)

Fluor je najelektronegativniji od svih elemenata na Paulingovoj ljestvici. Njegov EO je uzet jednak 4. Najmanje elektronegativan je cezij. Vodik zauzima srednji položaj, budući da pri interakciji s nekim elementima odustaje od elektrona, a u interakciji s drugim dobiva.

4.6. Kiselinsko-bazna svojstva spojeva; Kosselova shema

Kako bi objasnio prirodu promjene kiselinsko-baznih svojstava spojeva elemenata, Kossel (Njemačka) je predložio korištenje jednostavne sheme temeljene na pretpostavci da u molekulama postoji čisto ionska veza i da se Coulombova interakcija odvija između ioni. Kosselova shema opisuje kiselinsko-bazna svojstva spojeva koji sadrže E-H i E-O-H veze, ovisno o naboju jezgre i polumjeru elementa koji ih tvori.

Kosselova shema za dva metalna hidroksida, na primjer, LiOH i KOH, prikazana je na sl. 4.8.

Riža. 4.8. Kosselova shema za LiOH i KOH

Kao što se može vidjeti iz prikazane sheme, polumjer Li + iona je manji od polumjera K + iona i OH - skupina je jače vezana za litijev kation nego za kalijev kation. Zbog toga će se KOH lakše disocirati u otopini, a osnovna svojstva kalijevog hidroksida bit će izraženija.

Slično se može analizirati Kosselova shema za dvije baze CuOH i Cu(OH) 2 . Budući da je polumjer Cu 2+ iona manji i naboj veći od iona Cu +, Cu 2+ ion će čvršće držati OH - skupinu. Kao rezultat toga, Cu(OH) 2 baza će biti slabija od CuOH.

Na ovaj način, snaga baze raste kako se radijus kationa povećava, a njegov pozitivni naboj smanjuje.

U glavnim podskupinama, od vrha do dna, snaga baza raste, budući da se radijusi iona elementa povećavaju u tom smjeru. U razdobljima s lijeva na desno dolazi do smanjenja polumjera iona elemenata i povećanja njihovog pozitivnog naboja, stoga se u tom smjeru smanjuje snaga baza.

Kosselova shema za dvije anoksične kiseline, na primjer, HCl i HI, prikazana je na sl. 4.9

Riža. 4.9. Kosselova shema za HCl i HI

Budući da je polumjer kloridnog iona manji od polumjera jodidnog iona, H+ ion je jače vezan za anion u molekuli klorovodične kiseline, koji će biti slabiji od jodovodične kiseline. Na ovaj način, jačina anoksičnih kiselina raste s povećanjem radijusa negativnog iona.

Snaga kiselina koje sadrže kisik mijenja se na suprotan način. Povećava se sa smanjenjem radijusa iona i povećanjem njegovog pozitivnog naboja. Na sl. 4.10 prikazuje Kosselovu shemu za dvije kiseline HClO i HClO 4 .

Riža. 4.10. Kosselova shema za HClO i HClO 4

Ion C1 7+ snažno je vezan za ion kisika, pa će se proton lakše odcijepiti u molekuli HClO 4. Pritom je veza C1 + iona s O 2- ionom manje jaka, a u molekuli HC1O proton će jače zadržati O 2- anion. Kao rezultat, HClO 4 će biti jača kiselina od HClO.

Prednost Kosselove sheme je u tome što, korištenjem jednostavnog modela, omogućuje objašnjenje prirode promjene kiselinsko-baznih svojstava spojeva u nizu sličnih tvari. Međutim, ova shema je isključivo kvalitativna. Omogućuje samo usporedbu svojstava spojeva i ne omogućuje određivanje kiselinsko-baznih svojstava proizvoljno odabranog spoja. Nedostatak ovog modela je što se temelji samo na elektrostatičkim konceptima, dok u prirodi ne postoji čista (100%) ionska veza.

4.7. Redox svojstva elemenata i njihovih spojeva

Promjenu redoks svojstava jednostavnih tvari lako je utvrditi s obzirom na prirodu promjene elektronegativnosti odgovarajućih elemenata. U glavnim podskupinama, od vrha do dna, elektronegativnost se smanjuje, što dovodi do smanjenja oksidacijskih i povećanja redukcijskih svojstava u tom smjeru. U razdobljima s lijeva na desno, elektronegativnost se povećava. Kao rezultat toga, u tom smjeru smanjuju se redukcijska svojstva jednostavnih tvari, dok se povećavaju oksidacijska svojstva. Tako se jaka redukcijska sredstva nalaze u donjem lijevom kutu periodnog sustava elemenata (kalij, rubidij, cezij, barij), dok su jaka oksidacijska sredstva smještena u njegovom gornjem desnom kutu (kisik, fluor, klor).

Redox svojstva spojeva elemenata ovise o njihovoj prirodi, stupnju oksidacije elemenata, položaju elemenata u periodnom sustavu i nizu drugih čimbenika.

U glavnim podskupinama, od vrha prema dolje, smanjuju se oksidacijska svojstva kiselina koje sadrže kisik, u kojima atomi središnjeg elementa imaju isto oksidacijsko stanje. Jaki oksidanti su dušična i koncentrirana sumporna kiselina. Oksidirajuća svojstva su jača, što je veće pozitivno oksidacijsko stanje elementa u spoju. Kalijev permanganat i kalijev dikromat pokazuju jaka oksidirajuća svojstva.

U glavnim podskupinama, redukcijska svojstva jednostavnih aniona rastu od vrha prema dolje. Jaka redukcijska sredstva su HI, H 2 S, jodidi i sulfidi.