Ca rezultat al dezvoltării cu succes a materialului din acest capitol, studentul ar trebui:
stiu
- formularea modernă a legii periodice;
- legătura dintre structura sistemului periodic și secvența energetică a subnivelurilor din atomii multielectroni;
- definițiile conceptelor „perioadă”, „grup”, „5-elemente”, „p-elemente”, "d- elemente”, „/-elemente”, „energie de ionizare”, „afinitate electronică”, „electronegativitate”, „raza van der Waals”, „clarke”;
- legea de bază a geochimiei;
a fi capabil să
Descrieți structura sistemului periodic în conformitate cu regulile lui Klechkovsky;
proprii
Idei despre natura periodică a modificării proprietăților atomilor și proprietățile chimice ale elementelor, despre caracteristicile versiunii pe perioadă lungă a sistemului periodic; despre relația dintre abundența elementelor chimice cu poziția lor în sistemul periodic, despre macro și microelemente din litosferă și materia vie.
Formularea modernă a legii periodice
legea periodica - cea mai generală lege a chimiei - a fost descoperită de Dmitri Ivanovici Mendeleev în 1869. La acea vreme, structura atomului nu era încă cunoscută. D. I. Mendeleev și-a făcut descoperirea pe baza schimbării regulate a proprietăților elementelor cu creșterea maselor atomice.
După descoperirea structurii atomilor, a devenit clar că proprietățile lor sunt determinate de structura învelișurilor de electroni, care depinde de numărul total de electroni din atom. Numărul de electroni dintr-un atom este egal cu sarcina nucleului său. Prin urmare, formularea modernă a legii periodice este următoarea.
Proprietățile elementelor chimice și substanțele simple și complexe pe care le formează sunt într-o dependență periodică de sarcina nucleului atomilor lor.
Semnificația legii periodice constă în faptul că este principalul instrument de sistematizare și clasificare a informațiilor chimice, un mijloc foarte important de interpretare a informațiilor chimice, un instrument puternic pentru prezicerea proprietăților compușilor chimici și un mijloc de căutare direcționată a compuși cu proprietăți prestabilite.
Legea periodică nu are o expresie matematică sub formă de ecuații, ea se reflectă într-un tabel numit sistem periodic de elemente chimice. Există multe variante ale tabelului tabelului periodic. Cele mai utilizate sunt versiunile cu termen lung și scurt, plasate pe prima și a doua inserție coloră a cărții. Unitatea structurală principală a sistemului periodic este perioada.
Perioada cu numărul p numită succesiune de elemente chimice dispuse în ordinea crescătoare a sarcinii nucleului unui atom, care începe cu ^-elemente și se termină cu ^-elemente.
In aceasta definitie P - număr de perioadă egal cu numărul cuantic principal pentru nivelul energetic superior din atomii tuturor elementelor acestei perioade. în atomi s-elemente Se completează 5-subniveluri, în atomi elemente p - respectiv p-subnivelurile. Excepția de la definiția de mai sus este prima perioadă, în care nu există elemente p, deoarece la primul nivel de energie (n = 1) există doar 15 niveluri. Tabelul periodic mai conține d-elemente, ale căror ^-subniveluri sunt completate și /-elemente, ale căror /-subniveluri sunt completate.
Alchimiștii au încercat de asemenea să găsească o lege a naturii, pe baza căreia ar fi posibilă sistematizarea elementelor chimice. Dar le lipseau informații fiabile și detaliate despre elemente. Pe la mijlocul secolului al XIX-lea. cunoștințele despre elementele chimice au devenit suficiente, iar numărul elementelor a crescut atât de mult încât a apărut o nevoie firească în știință de a le clasifica. Primele încercări de a clasifica elementele în metale și nemetale s-au dovedit a fi insuportabile. Predecesorii lui D.I. Mendeleev (I.V. Debereiner, J.A. Newlands, L.Yu. Meyer) au făcut multe pentru a pregăti descoperirea legii periodice, dar nu au putut înțelege adevărul. Dmitri Ivanovici a stabilit o legătură între masa elementelor și proprietățile lor.
Dmitri Ivanovici s-a născut la Tobolsk. Era al șaptesprezecelea copil din familie. După ce a absolvit un gimnaziu din orașul natal, Dmitri Ivanovici a intrat în Institutul Pedagogic Principal din Sankt Petersburg, după absolvirea căruia a plecat într-o excursie științifică în străinătate cu o medalie de aur timp de doi ani. După întoarcere, a fost invitat la Universitatea din Sankt Petersburg. Începând să citească prelegeri despre chimie, Mendeleev nu a găsit nimic care să poată fi recomandat studenților ca material didactic. Și a decis să scrie o nouă carte - „Fundamentals of Chemistry”.
Descoperirea legii periodice a fost precedată de 15 ani de muncă grea. La 1 martie 1869, Dmitri Ivanovici plănuia să plece din Sankt Petersburg în provincie pentru afaceri.
Legea periodică a fost descoperită pe baza caracteristicilor atomului - masa atomică relativă .
Mendeleev a aranjat elementele chimice în ordinea crescătoare a maselor lor atomice și a observat că proprietățile elementelor se repetă după un anumit interval - o perioadă, Dmitri Ivanovici a plasat perioadele una sub alta., astfel încât elementele similare să fie situate una sub alta. - pe aceeași verticală, deci sistemul periodic a fost construit elemente.
1 martie 1869 Formularea legii periodice de către D.I. Mendeleev.
Proprietățile substanțelor simple, precum și formele și proprietățile compușilor elementelor, sunt într-o dependență periodică de mărimea greutăților atomice ale elementelor.
Din păcate, la început au fost foarte puțini susținători ai legii periodice, chiar și printre oamenii de știință ruși. Sunt mulți adversari, mai ales în Germania și Anglia.
Descoperirea legii periodice este un exemplu strălucit de previziune științifică: în 1870, Dmitri Ivanovici a prezis existența a trei elemente atunci necunoscute, pe care le-a numit ekasiliciu, ekaaluminiu și ekabor. De asemenea, a putut să prezică corect cele mai importante proprietăți ale noilor elemente. Iar după 5 ani, în 1875, savantul francez P.E. Lecoq de Boisbaudran, care nu știa nimic despre opera lui Dmitri Ivanovici, a descoperit un nou metal, numindu-l galiu. Într-o serie de proprietăți și metoda de descoperire, galiul a coincis cu ekaaluminiu prezis de Mendeleev. Dar greutatea lui a fost mai mică decât era prevăzut. În ciuda acestui fapt, Dmitri Ivanovici a trimis o scrisoare în Franța, insistând asupra predicției sale.
Lumea științifică a fost uluită de predicția proprietăților lui Mendeleev ekaaluminiu
s-a dovedit a fi atât de precis. Din acest moment, legea periodică începe să se afirme în chimie.
În 1879, L. Nilson în Suedia a descoperit scandiul, care întruchipa ceea ce a prezis Dmitri Ivanovici ekabor
.
În 1886, K. Winkler a descoperit germaniul în Germania, ceea ce s-a dovedit a fi exasilicon
.
Dar geniul lui Dmitri Ivanovici Mendeleev și descoperirile sale nu sunt doar aceste predicții!
În patru locuri ale sistemului periodic, D. I. Mendeleev a aranjat elementele în ordinea maselor atomice crescătoare:
Încă de la sfârșitul secolului al XIX-lea, D.I. Mendeleev a scris că, aparent, atomul este format din alte particule mai mici. După moartea sa în 1907, s-a dovedit că atomul este format din particule elementare. Teoria structurii atomului a confirmat corectitudinea lui Mendeleev, permutările acestor elemente care nu sunt în conformitate cu creșterea maselor atomice sunt pe deplin justificate.
Formularea modernă a legii periodice.
Proprietățile elementelor chimice și ale compușilor lor sunt într-o dependență periodică de mărimea sarcinii nucleelor atomilor lor, care este exprimată în repetarea periodică a structurii învelișului electron de valență exterioară.
Și acum, la mai bine de 130 de ani de la descoperirea legii periodice, putem reveni la cuvintele lui Dmitri Ivanovici, luate ca motto al lecției noastre: „Viitorul nu amenință legea periodică cu distrugerea, ci doar o suprastructură și dezvoltare sunt promise.” Câte elemente chimice au fost descoperite până acum? Și aceasta este departe de limită.
Reprezentarea grafică a legii periodice este sistemul periodic al elementelor chimice. Acesta este un scurt rezumat al întregii chimie a elementelor și a compușilor acestora.
Modificări ale proprietăților în sistemul periodic cu o creștere a valorii greutăților atomice în perioada (de la stânga la dreapta):
1. Proprietățile metalice scad
2. Proprietățile nemetalice cresc
3. Proprietățile oxizilor și hidroxizilor superiori se schimbă de la bazic prin amfoter la acid.
4. Valenta elementelor din formulele oxizilor superiori creste de la euinainte deVII, iar în formulele compușilor hidrogen volatili scade de la IV inainte deeu.
Principii de bază ale construcției sistemului periodic.|
Semn de comparație |
D.I. Mendeleev |
|
1. Cum se stabilește succesiunea elementelor după numere? (Care este baza PS?) |
Elementele sunt enumerate în ordinea creșterii maselor atomice relative. Cu toate acestea, există și excepții. Ar - K, Co - Ni, Te - I, Th - Pa |
|
2. Principiul combinării elementelor în grupuri. |
Marca de calitate. Asemănarea proprietăților substanțelor simple și același tip de complex. |
|
3. Principiul combinării elementelor în perioade. |
Prima varianta Tabelul periodic al elementelor a fost publicat de Dmitri Ivanovich Mendeleev în 1869 și a fost numit „Experiența unui sistem de elemente”.
DI. Mendeleev a aranjat cele 63 de elemente cunoscute la acea vreme în ordinea crescătoare a maselor lor atomice și a obținut o serie naturală de elemente chimice, în care a descoperit reapariția periodică a proprietăților chimice. Această serie de elemente chimice este acum cunoscută sub numele de Legea periodică (formularea lui D.I. Mendeleev):
Proprietățile corpurilor simple, precum și formele și proprietățile compușilor elementelor, sunt într-o dependență periodică de mărimea greutăților atomice ale elementelor.
Textul actual al legii este următorul:
Proprietățile elementelor chimice, substanțelor simple, precum și compoziția și proprietățile compușilor sunt într-o dependență periodică de valorile sarcinilor nucleelor atomilor.
Imagine grafică lege periodică este tabelul periodic.
Celula fiecărui element indică cele mai importante caracteristici ale acestuia.
Tabelul periodic conţine grupuri și perioade.
grup- o coloană a sistemului periodic în care se află elemente chimice care au similitudini chimice datorită configurațiilor electronice identice ale stratului de valență.
Sistemul periodic al D.I. Mendeleev conține opt grupuri de elemente. Fiecare grup este format din două subgrupe: principal (a) și secundar (b). Subgrupul principal conține s-și p- elemente, în lateral - d- elemente.
Nume de grup:
I-a Metale alcaline.
II-a Metale alcalino-pământoase.
V-a Pnictogene.
VI-a Calcogeni.
VII-a Halogeni.
VIII-a Gaze nobile (inerte).
Perioadă este o succesiune de elemente scrise sub formă de șir, aranjate în ordinea sarcinilor crescătoare ale nucleelor lor. Numărul perioadei corespunde numărului de niveluri electronice din atom.
Perioada începe cu un metal alcalin (sau hidrogen) și se termină cu un gaz nobil.
|
Parametru |
Jos grupul |
După punct la dreapta |
|
Taxa de bază |
creste |
creste |
|
Numărul de electroni de valență |
Nu se schimba |
creste |
|
Numărul de niveluri de energie |
creste |
Nu se schimba |
|
Raza atomului |
creste |
Scăderi |
|
Electronegativitatea |
Scăderi |
creste |
|
Proprietățile metalului |
Cresc |
Scădea |
|
Starea de oxidare în oxid superior |
Nu se schimba |
creste |
|
Gradul de oxidare în compușii cu hidrogen (pentru elementele grupelor IV-VII) |
Nu se schimba |
creste |
Tabelul periodic modern al elementelor chimice lui Mendeleev.
SESIUNEA 5 Clasa a X-a(primul an de studiu)
Legea periodică și sistemul elementelor chimice d.I.Planul Mendeleev
1. Istoria descoperirii legii periodice și a sistemului elementelor chimice de D.I. Mendeleev.
2. Legea periodică în formularea lui DIMendeleev.
3. Formularea modernă a legii periodice.
4. Valoarea legii periodice și a sistemului de elemente chimice ale lui DIMendeleev.
5. Sistem periodic de elemente chimice - o reflectare grafică a legii periodice. Structura sistemului periodic: perioade, grupuri, subgrupe.
6. Dependenţa proprietăţilor elementelor chimice de structura atomilor lor.
1 martie (după noul stil), 1869, este considerată data descoperirii uneia dintre cele mai importante legi ale chimiei - legea periodică. La mijlocul secolului al XIX-lea. Au fost cunoscute 63 de elemente chimice și a fost nevoie să le clasificăm. Încercările la o astfel de clasificare au fost făcute de mulți oameni de știință (W. Odling și J. A. R. Newlands, J. B. A. Dumas și A. E. Chancourtua, I. V. Debereiner și L. Yu. Meyer), dar numai D. I. Mendeleev a reușit să vadă un anumit tipar, aranjând elemente în ordinea creșterii maselor lor atomice. Acest model are o natură periodică, așa că Mendeleev a formulat legea pe care a descoperit-o astfel: proprietățile elementelor, precum și formele și proprietățile compușilor acestora, sunt într-o dependență periodică de valoarea masei atomice a elementului.
În sistemul de elemente chimice propus de Mendeleev au existat o serie de contradicții pe care autorul legii periodice însuși nu le-a putut elimina (argon-potasiu, teluriu-iod, cobalt-nichel). Abia la începutul secolului al XX-lea, după descoperirea structurii atomului, a fost explicat sensul fizic al legii periodice și a apărut formularea ei modernă: proprietățile elementelor, precum și formele și proprietățile compușilor lor, sunt într-o dependență periodică de mărimea sarcinii nucleelor atomilor lor.Această formulare este confirmată de prezența izotopilor ale căror proprietăți chimice sunt aceleași, deși masele atomice sunt diferite.
Legea periodică este una dintre legile fundamentale ale naturii și cea mai importantă lege a chimiei. Odată cu descoperirea acestei legi, începe etapa modernă în dezvoltarea științei chimice. Deși sensul fizic al legii periodice a devenit clar abia după crearea teoriei structurii atomului, această teorie însăși s-a dezvoltat pe baza legii periodice și a sistemului de elemente chimice. Legea ajută oamenii de știință să creeze noi elemente chimice și noi compuși de elemente, pentru a obține substanțe cu proprietățile dorite. Mendeleev însuși a prezis existența a 12 elemente care nu fuseseră încă descoperite la acel moment și a determinat poziția lor în tabelul periodic. El a descris în detaliu proprietățile a trei dintre aceste elemente, iar în timpul vieții omului de știință aceste elemente au fost descoperite („ekabor” - galiu, „ekaaluminiu” - scandiu, „ekasilicon” - germaniu). În plus, legea periodică are o mare însemnătate filozofică, confirmând cele mai generale legi ale dezvoltării naturii.
Reflexia grafică a legii periodice este sistemul periodic de elemente chimice al lui Mendeleev. Există mai multe forme ale sistemului periodic (scurtă, lungă, scară (propus de N. Bor), spirală). În Rusia, forma scurtă este cea mai răspândită. Sistemul periodic modern conține 110 elemente chimice descoperite până în prezent, fiecare dintre acestea ocupând un anumit loc, având propriul număr de serie și nume. În tabel, se disting rândurile orizontale - perioade (1–3 sunt mici, constau dintr-un rând; 4–6 sunt mari, constau din două rânduri; a 7-a perioadă este incompletă). Pe lângă perioade, se disting șirurile verticale - grupuri, fiecare dintre acestea împărțită în două subgrupe (principal - a și secundar - b). Subgrupurile secundare conțin elemente doar de perioade mari, toate prezintă proprietăți metalice. Elementele aceluiași subgrup au aceeași structură a învelișurilor de electroni exterioare, ceea ce determină proprietățile lor chimice similare.
Perioadă- aceasta este o succesiune de elemente (de la un metal alcalin la un gaz inert), ale căror atomi au același număr de niveluri de energie, egal cu numărul perioadei.
Subgrupul principal este un rând vertical de elemente ai căror atomi au același număr de electroni la nivelul energetic exterior. Acest număr este egal cu numărul grupului (cu excepția hidrogenului și heliului).
Toate elementele din sistemul periodic sunt împărțite în 4 familii electronice ( s-, p-, d-,f-elemente) în funcție de ce subnivel din elementul atom este umplut ultimul.
subgrup lateral este o linie verticală d-elementele care au același număr total de electroni per d-subnivelul stratului preextern şi s- subnivelul stratului exterior. Acest număr este de obicei egal cu numărul grupului.
Cele mai importante proprietăți ale elementelor chimice sunt metalicitatea și nemetalicitatea.
metalicitatea este capacitatea atomilor unui element chimic de a dona electroni. Caracteristica cantitativă a metalicității este energia de ionizare.
Energia de ionizare a unui atom- aceasta este cantitatea de energie care este necesară pentru a detașa un electron de un atom al unui element, adică pentru a transforma un atom într-un cation. Cu cât energia de ionizare este mai mică, cu atât atomul emite mai ușor un electron, cu atât proprietățile metalice ale elementului sunt mai puternice.
nemetalicitatea este capacitatea atomilor unui element chimic de a atasa electroni. Caracteristica cantitativă a nemetalicității este afinitatea electronică.
afinitate electronică- aceasta este energia care este eliberată atunci când un electron este atașat de un atom neutru, adică atunci când un atom se transformă într-un anion. Cu cât este mai mare afinitatea pentru un electron, cu atât atomul atașează mai ușor un electron, cu atât mai puternice sunt proprietățile nemetalice ale elementului.
O caracteristică universală a metalicității și nemetalicității este electronegativitatea (EO) a unui element.
EO al unui element caracterizează capacitatea atomilor săi de a atrage electroni către ei înșiși, care sunt implicați în formarea legăturilor chimice cu alți atomi din moleculă.
Cu cât mai multă metalitate, cu atât mai puțin EO.
Cu cât nemetalicitatea este mai mare, cu atât EO este mai mare.
La determinarea valorilor EC relative pe scara Pauling, EC a atomului de litiu a fost luată ca unitate (EC(Li) = 1); elementul cel mai electronegativ este fluorul (EO(F) = 4).
În perioade scurte de la un metal alcalin la un gaz inert:
Sarcina nucleelor atomilor crește;
Numărul de niveluri de energie nu se modifică;
Numărul de electroni din nivelul exterior crește de la 1 la 8;
Raza atomilor scade;
Forța legăturii dintre electronii stratului exterior și nucleu crește;
Energia de ionizare crește;
Afinitatea electronică crește;
EO crește;
Metalicitatea elementelor scade;
Nemetalicitatea elementelor crește.
Tot d-elementele acestei perioade sunt similare în proprietățile lor - toate sunt metale, au raze atomice și valori EC ușor diferite, deoarece conțin același număr de electroni la nivelul exterior (de exemplu, în a 4-a perioadă - cu excepția Cr și Cu).
În principalele subgrupe de sus în jos:
Numărul de niveluri de energie dintr-un atom crește;
Numărul de electroni din nivelul exterior este același;
Raza atomilor crește;
Forța legăturii dintre electronii nivelului exterior și nucleu scade;
Energia de ionizare scade;
Afinitatea electronică scade;
EO scade;
Metalicitatea elementelor crește;
Nemetalicitatea elementelor scade.
|
Ca urmare a studierii acestui subiect, veți învăța:
Ca urmare a studierii acestui subiect, veți învăța:
Întrebări de studiu: |
4.1. Dreptul periodic D.I. Mendeleev
Legea periodică este cea mai mare realizare a științei chimice, baza întregii chimie moderne. Odată cu descoperirea sa, chimia a încetat să mai fie o știință descriptivă; previziunea științifică a devenit posibilă în ea.
Legea periodică deschisă D. I. Mendeleevîn 1869, omul de știință a formulat această lege astfel: „Proprietățile corpurilor simple, precum și formele și proprietățile compușilor elementelor, sunt într-o dependență periodică de mărimea greutăților atomice ale elementelor”.
Un studiu mai detaliat al structurii materiei a arătat că periodicitatea proprietăților elementelor se datorează nu masei atomice, ci structurii electronice a atomilor.
Sarcina nucleară este o caracteristică care determină structura electronică a atomilor și, prin urmare, proprietățile elementelor. Prin urmare, în formularea modernă, Legea periodică sună astfel: proprietățile substanțelor simple, precum și formele și proprietățile compușilor elementelor, sunt într-o dependență periodică de numărul de serie (de mărimea sarcinii nucleul atomilor lor).
Expresia Legii periodice este sistemul periodic de elemente.
4.2. Sistemul periodic al lui D. I. Mendeleev
Sistemul periodic de elemente al lui D. I. Mendeleev este format din șapte perioade, care sunt secvențe orizontale de elemente dispuse în ordinea crescătoare a sarcinii nucleului lor atomic. Perioadele 1, 2, 3, 4, 5, 6 conțin 2, 8, 8, 18, 18, respectiv 32 de elemente. A șaptea perioadă nu este finalizată. Se numesc perioadele 1, 2 și 3 mic restul - mare.
Fiecare perioadă (cu excepția primei) începe cu atomi de metale alcaline (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) și se termină cu un gaz nobil (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) precedat de un nemetal tipic. În perioadele de la stânga la dreapta, proprietățile metalice slăbesc treptat, iar proprietățile nemetalice cresc, deoarece odată cu creșterea sarcinii pozitive a nucleelor atomilor, numărul de electroni la nivelul exterior crește.
În prima perioadă, pe lângă heliu, există un singur element - hidrogenul. Este plasat condiționat în subgrupul IA sau VIIA, deoarece prezintă asemănări atât cu metalele alcaline, cât și cu halogenii. Asemănarea hidrogenului cu metalele alcaline se manifestă prin faptul că hidrogenul, ca și metalele alcaline, este un agent reducător și, donând un electron, formează un cation unic încărcat. Hidrogenul are mai multe în comun cu halogenii: hidrogenul, ca și halogenii, este un nemetal, molecula sa este diatomică, poate prezenta proprietăți oxidante, formând hidruri asemănătoare sărurilor cu metale active, de exemplu, NaH, CaH 2.
În a patra perioadă, Ca este urmat de 10 elemente de tranziție (decada Sc - Zn), urmate de restul de 6 elemente de bază ale perioadei (Ga - Kr). A cincea perioadă este construită în mod similar. concept element de tranziție folosit de obicei pentru a se referi la orice element cu electroni d sau f de valență.
Perioadele a șasea și a șaptea au inserții duble de elemente. Elementul Ba este urmat de un deceniu intercalat de elemente d (La - Hg), iar după primul element de tranziție La există 14 elemente f - lantanide(Se - Lu). După Hg sunt restul de 6 elemente p principale ale perioadei a șasea (Tl - Rn).
În a șaptea perioadă (incompletă), Ac este urmată de 14 elemente f- actinide(T - Lr). Recent, La și Ac au fost clasificate ca lantanide și, respectiv, actinide. Lantanidele și actinidele sunt plasate separat în partea de jos a mesei.
Astfel, fiecare element din sistemul periodic ocupă o poziție strict definită, care este marcată ordinal sau atomic, număr.
În sistemul periodic, opt grupuri (I - VIII) sunt situate vertical, care la rândul lor sunt împărțite în subgrupuri - principal, sau subgrupele A și latură, sau subgrupa B. Subgrupa VIIIB este specială, conține triade elemente care alcătuiesc familiile fierului (Fe, Co, Ni) și a metalelor platinei (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).
Asemănarea elementelor din cadrul fiecărui subgrup este modelul cel mai vizibil și important din sistemul periodic. În principalele subgrupe, de sus în jos, proprietățile metalice cresc, iar proprietățile nemetalice slăbesc. În acest caz, există o creștere a stabilității compușilor elementelor în cea mai scăzută stare de oxidare pentru acest subgrup. În subgrupele laterale, dimpotrivă, de sus în jos, proprietățile metalice slăbesc și stabilitatea compușilor cu cea mai mare stare de oxidare crește.
4.3. Sistem periodic și configurații electronice ale atomilor
Deoarece nucleele atomilor care reacţionează nu se modifică în timpul reacţiilor chimice, proprietăţile chimice ale atomilor depind de structura învelişului lor de electroni.
Umplerea straturilor de electroni și a învelișurilor de electroni ale atomilor are loc în conformitate cu principiul Pauli și cu regula lui Hund.
Principiul Pauli (interdicția Pauli)
Doi electroni dintr-un atom nu pot avea patru numere cuantice identice (fiecare orbital atomic nu poate conține mai mult de doi electroni).
Principiul Pauli determină numărul maxim de electroni care au un număr cuantic principal dat n(adică situat pe un strat de electroni dat): N n = 2n 2 . Pe primul strat electronic (nivel de energie) nu pot exista mai mult de 2 electroni, pe al doilea - 8, pe al treilea - 18 etc.
În atomul de hidrogen, de exemplu, există un electron, care se află în primul nivel de energie în starea 1s. Spinul acestui electron poate fi direcționat în mod arbitrar (m s = +1/2 sau m s = –1/2). Trebuie subliniat încă o dată că primul nivel energetic constă dintr-un subnivel - 1s, al doilea nivel energetic - din două subniveluri - 2s și 2p, al treilea - din trei subniveluri - 3s, 3p, 3d etc. Subnivelul, la rândul său, conține orbitali, al căror număr este determinat de numărul cuantic lateral l și egal cu (2 l + 1). Fiecare orbital este notat în mod convențional printr-o celulă, electronul situat pe ea - printr-o săgeată, a cărei direcție indică orientarea spinului acestui electron. Aceasta înseamnă că starea unui electron într-un atom de hidrogen poate fi reprezentată ca 1s 1 sau reprezentată ca o celulă cuantică, Fig. 4.1:
Orez. 4.1. Simbol pentru un electron dintr-un atom de hidrogen în orbitalii 1s
Pentru ambii electroni ai unui atom de heliu n = 1, l = 0, m l= 0, m s = +1/2 și –1/2. Prin urmare, formula electronică pentru heliu este 1s 2 . Învelișul de electroni a heliului este complet și foarte stabil. Heliul este un gaz nobil.
Conform principiului Pauli, doi electroni cu spin paralel nu pot fi în același orbital. Al treilea electron din atomul de litiu ocupă orbitalul 2s. Configurația electronică a lui Li: 1s 2 2s 1, iar pentru beriliu 1s 2 2s 2. Deoarece orbitalul 2s este umplut, al cincilea electron de la atomul de bor ocupă orbitalul 2p. La n= numărul cuantic cu 2 laturi (orbital). l ia valorile 0 și 1. Când l = 0 (stare 2s) m l= 0, în timp ce l = 1 (2p este starea) m l poate fi egal cu +1; 0; -unu. Starea 2p corespunde la trei celule energetice, fig. 4.2.
Orez. 4.2. Locația electronilor atomului de bor în orbitali
Pentru un atom de azot (configurație electronică 1s 2 2s 2 2p 3 doi electroni la primul nivel, cinci la al doilea nivel), sunt posibile următoarele două variante ale structurii electronice, fig. 4.3:
Orez. 4.3. Opțiuni posibile pentru aranjarea electronilor atomului de azot în orbitali
În prima schemă, Fig.4.3a, spinul total este 1/2 (+1/2 –1/2 +1/2), în a doua (Fig.4.3b), spin total este 3/2 ( +1/2 + 1/2+1/2). Locația învârtirilor este determinată regula lui Hund care scrie: nivelurile de energie sunt umplute în așa fel încât spinul total să fie maxim.
În acest fel , dintre cele două scheme date ale structurii atomului de azot, prima corespunde stării stabile (cu cea mai mică energie), unde toți electronii p ocupă orbiti diferiți. Orbitalii de subnivel sunt umpluți în felul următor: mai întâi, un electron cu spinuri identice și apoi al doilea electron cu spini opuși.
Începând cu sodiu, al treilea nivel de energie cu n = 3 este umplut. 4.4.
Orez. 4.4. Distribuția electronilor în orbitali pentru atomii elementelor din perioada a treia în starea fundamentală
Într-un atom, fiecare electron ocupă un orbital liber cu cea mai mică energie corespunzătoare celei mai mari legături cu nucleul. În 1961 V.M. Klechkovsky a formulat o poziţie generală conform căreia energia orbitalilor de electroni crește în ordinea sumei crescătoare a numerelor cuantice principale și secundare ( n + l), iar în cazul egalității acestor sume, orbitalul cu o valoare mai mică a numărului cuantic principal n are energie mai mică.
Secvența nivelurilor de energie în ordinea crescătoare a energiei este aproximativ după cum urmează:
1s< 2s < 2p < 3s < 3р < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p.
Luați în considerare distribuția electronilor în orbitalii atomilor elementelor din perioada a patra (Fig. 4.5).
Orez. 4.5. Distribuția electronilor pe orbitalii atomilor elementelor din perioada a patra în starea fundamentală
După potasiu (configurația electronică 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1) și calciu (configurația electronică 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2), învelișul 3d interioară este umplut cu elemente de tranziție Sc - Zn). Trebuie remarcat faptul că există două anomalii: pentru atomii de Cr și Cu cu 4 s-shell nu conține doi electroni, ci unul, adică. apare așa-numita „eșec” a electronului exterior 4s față de învelișul 3d anterior. Structura electronică a atomului de crom poate fi reprezentată astfel (Fig. 4.6).
Orez. 4.6. Distribuția orbitală a electronilor pentru un atom de crom
Motivul fizic pentru „încălcarea” ordinii de umplere este asociat cu puterea diferită de penetrare a orbitalilor electronilor către nucleu, stabilitatea deosebită a configurațiilor electronice d 5 și d 10, f 7 și f 14, corespunzătoare umplerea orbitalilor electronici cu unul sau doi electroni, precum și efectul de ecranare al straturilor electronice interne ale nucleelor de sarcină.
Configurațiile electronice ale atomilor de Mn, Fe, Co, Ni, Cu și Zn sunt reprezentate prin următoarele formule:
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 .
După zinc, începând de la elementul 31 - galiu până la elementul 36 - kripton, continuă umplerea celui de-al patrulea strat (4p - scoici). Configurațiile electronice ale acestor elemente sunt următoarele:
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 Ca 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 .
Trebuie remarcat faptul că, dacă excluderea Pauli nu este încălcată, electronii în stări excitate pot fi localizați în alți orbitali atomici.
4.4. Tipuri de elemente chimice
Toate elementele sistemului periodic sunt împărțite în patru tipuri:
1. La atomi s-elemente se umplu învelișurile în S ale stratului exterior (n). Elementele sunt hidrogenul, heliul și primele două elemente ale fiecărei perioade.
2. La atomi p-elemente electronii umplu p-shell-urile nivelului exterior (np). Elementele p includ ultimele 6 elemente ale fiecărei perioade (cu excepția primei).
3. Fă d-elementeînvelișul d al celui de-al doilea nivel în afara (n-1) d este umplut cu electroni. Acestea sunt elemente ale deceniilor intercalate de perioade mari situate între elementele s- și p-.
4. Fă elemente f umplut cu electroni f-subnivelul celui de-al treilea nivel exterior (n-2) f . Familia de elemente f include lantanide și actinide.
Din luarea în considerare a structurii electronice a atomilor neexcitați, în funcție de numărul atomic al elementului, rezultă:
Numărul de niveluri de energie (straturi electronice) ale unui atom al oricărui element este egal cu numărul perioadei în care se află elementul. Aceasta înseamnă că elementele s sunt în toate perioadele, elementele p sunt în a doua și perioadele ulterioare, elementele d sunt în perioada a patra și următoarele, iar elementele f sunt în perioadele a șasea și a șaptea.
Numărul perioadei coincide cu numărul cuantic principal al electronilor exteriori ai atomului.
Elementele s și p formează principalele subgrupe, elementele d - subgrupurile laterale, elementele f formează familii de lantanide și actinide. Astfel, subgrupul include elemente ai căror atomi au de obicei o structură similară nu numai a stratului exterior, ci și a stratului pre-exterior (cu excepția elementelor în care există o „scădere” a electronului).
Numărul grupului indică de obicei numărul de electroni care pot participa la formarea legăturilor chimice. Acesta este sensul fizic al numărului de grup. Pentru elementele subgrupurilor secundare, electronii de valență nu sunt doar învelișurile exterioare, ci și penultima. Aceasta este principala diferență în proprietățile elementelor subgrupurilor principale și secundare.
Elementele cu electroni d sau f de valență se numesc elemente de tranziție.
Numărul grupului, de regulă, este egal cu cea mai mare stare de oxidare pozitivă a elementelor pe care le prezintă în compuși. O excepție este fluorul - starea sa de oxidare este -1; Dintre elementele din Grupa VIII, numai Os, Ru și Xe au o stare de oxidare de +8.
4.5. Periodicitatea proprietăților atomilor elementelor
Asemenea caracteristici ale atomilor, cum ar fi raza lor, energia de ionizare, afinitatea electronică, electronegativitatea, starea de oxidare, sunt asociate cu structura electronică a atomului.
Există raze ale atomilor metalici și raze covalente ale atomilor nemetalici. Razele atomilor de metal sunt calculate pe baza distanțelor interatomice, care sunt bine cunoscute pentru majoritatea metalelor pe baza datelor experimentale. În acest caz, raza unui atom de metal este egală cu jumătate din distanța dintre centrele a doi atomi vecini. În mod similar se calculează razele covalente ale nemetalelor în molecule și cristale de substanțe simple. Cu cât raza atomică este mai mare, cu atât este mai ușor pentru electronii exteriori să se desprindă de nucleu (și invers). Spre deosebire de razele atomice, razele ionice sunt valori convenționale.
De la stânga la dreapta, în perioade, valoarea razelor atomice ale metalelor scade, iar razele atomice ale nemetalelor se modifică într-un mod complex, deoarece depinde de natura legăturii chimice. În a doua perioadă, de exemplu, razele atomice mai întâi scad și apoi cresc, mai ales brusc la trecerea la un atom de gaz nobil.
În principalele subgrupe, razele atomice cresc de sus în jos, pe măsură ce crește numărul de straturi de electroni.
Raza cationului este mai mică decât raza atomului corespunzător, iar odată cu creșterea sarcinii pozitive a cationului, raza acestuia scade. În schimb, raza unui anion este întotdeauna mai mare decât raza atomului său corespunzător. Particulele (atomi și ioni) care au același număr de electroni se numesc izoelectronice. În seria ionilor izoelectronici, raza scade odată cu descreșterea razei ionilor negativi și cu creșterea razei ionilor pozitivi. O astfel de scădere are loc, de exemplu, în seria: O 2–, F –, Na +, Mg 2+, Al 3+.
Energie de ionizare este energia necesară pentru a desprinde un electron dintr-un atom în starea fundamentală. Acesta este de obicei exprimat în electronvolți (1 eV = 96,485 kJ/mol). Într-o perioadă de la stânga la dreapta, energia de ionizare crește odată cu creșterea sarcinii nucleare. În principalele subgrupe, de sus în jos, scade, deoarece distanța dintre electron și nucleu crește, iar efectul de ecranare al straturilor de electroni interioare crește.
Tabelul 4.1 prezintă valorile energiilor de ionizare (energia de detașare a primului, al doilea etc. electroni) pentru unii atomi.
În a doua perioadă, la trecerea de la Li la Ne, crește energia de detașare a primului electron (vezi Tabelul 4.1). Cu toate acestea, după cum se poate observa din tabel, energia de ionizare crește în mod neuniform: pentru bor și oxigen după beriliu și respectiv azot, se observă o scădere ușoară a acestuia, care se datorează particularităților structurii electronice a atomilor.
Învelișul S exterior al beriliului este complet umplut, prin urmare, în următorul bor, un electron intră în orbital p. Acest electron p este mai puțin puternic legat de nucleu decât electronul s, astfel încât îndepărtarea electronilor p necesită mai puțină energie.
Tabelul 4.1.
Energiile de ionizare eu atomi ai anumitor elemente
Fiecare orbital p al atomului de azot are un electron. La atomul de oxigen, un electron intră în orbitalul p, care este deja ocupat de un electron. Doi electroni din același orbital se resping puternic, deci este mai ușor să eliminați un electron dintr-un atom de oxigen decât dintr-un atom de azot.
Metalele alcaline au cea mai mică energie de ionizare, deci au proprietăți metalice pronunțate, cea mai mare energie de ionizare este în gazele inerte.
afinitate electronică este energia eliberată atunci când un electron este atașat de un atom neutru. Afinitatea electronilor, ca și energia de ionizare, este de obicei exprimată în electroni volți. Halogenii au cea mai mare afinitate electronică, în timp ce metalele alcaline au cea mai scăzută afinitate. Tabelul 4.2 prezintă valorile afinității electronice pentru atomii unor elemente.
Tabelul 4.2.
Afinitatea electronică a atomilor unor elemente
Electronegativitatea- capacitatea unui atom dintr-o moleculă sau ion de a atrage electronii de valență ai altor atomi. Electronegativitatea (EO) ca măsură cantitativă este o valoare aproximativă. Au fost propuse aproximativ 20 de scale de electronegativitate, dintre care cea mai recunoscută a fost scara dezvoltată de L. Pauling. Pe fig. 4.7 arată valorile EO conform lui Pauling.
Orez. 4.7. Electronegativitatea elementelor (după Pauling)
Fluorul este cel mai electronegativ dintre toate elementele de pe scara Pauling. EO-ul său este considerat egal cu 4. Cel mai puțin electronegativ este cesiul. Hidrogenul ocupă o poziție intermediară, deoarece atunci când interacționează cu unele elemente, renunță la un electron, iar când interacționează cu altele, dobândește.
4.6. Proprietățile acido-bazice ale compușilor; Schema Kossel
Pentru a explica natura modificării proprietăților acido-bazice ale compușilor elementelor, Kossel (Germania) a propus utilizarea unei scheme simple bazate pe presupunerea că o legătură pur ionică există în molecule și că interacțiunea Coulomb are loc între ioni. Schema Kossel descrie proprietățile acido-bazice ale compușilor care conțin legături E-H și E-O-H, în funcție de sarcina nucleului și de raza elementului care le formează.
Schema Kossel pentru doi hidroxizi metalici, de exemplu, LiOH și KOH, este prezentată în fig. 4.8.
Orez. 4.8. Schema Kossel pentru LiOH și KOH
După cum se poate observa din schema prezentată, raza ionului Li + este mai mică decât raza ionului K + și grupa OH - este mai puternic legată de cationul de litiu decât de cationul de potasiu. Ca urmare, KOH va fi mai ușor de disociat în soluție și proprietățile de bază ale hidroxidului de potasiu vor fi mai pronunțate.
În mod similar, se poate analiza schema Kossel pentru cele două baze CuOH și Cu(OH) 2 . Deoarece raza ionului Cu 2+ este mai mică și sarcina este mai mare decât cea a ionului Cu +, ionul Cu 2+ va menține grupul OH mai ferm. Ca rezultat, baza Cu(OH)2 va fi mai slabă decât CuOH.
În acest fel, puterea bazei crește pe măsură ce raza cationului crește și sarcina sa pozitivă scade.
În principalele subgrupe, de sus în jos, rezistența bazelor crește, deoarece razele ionilor elementului cresc în această direcție. În perioadele de la stânga la dreapta, are loc o scădere a razelor ionilor elementelor și o creștere a sarcinii lor pozitive, prin urmare, în această direcție, puterea bazelor scade.
Schema Kossel pentru doi acizi anoxici, de exemplu, HCl și HI, este prezentată în fig. 4.9
Orez. 4.9. Schema lui Kossel pentru HCl și HI
Deoarece raza ionului clorură este mai mică decât cea a ionului iodură, ionul H+ este legat mai puternic de anionul din molecula de acid clorhidric, care va fi mai slab decât acidul iodhidric. În acest fel, puterea acizilor anoxici crește odată cu creșterea razei ionilor negativi.
Puterea acizilor care conțin oxigen se modifică în sens invers. Crește odată cu scăderea razei ionilor și creșterea sarcinii sale pozitive. Pe fig. 4.10 prezintă schema Kossel pentru doi acizi HClO și HClO 4 .
Orez. 4.10. Schema Kossel pentru HClO și HClO4
Ionul C1 7+ este puternic legat de ionul de oxigen, astfel încât protonul va fi separat mai ușor în molecula de HClO 4. În același timp, legătura ionului C1 + cu ionul O 2- este mai puțin puternică, iar în molecula HC1O protonul va fi reținut mai puternic de anionul O 2-. Ca rezultat, HClO 4 va fi un acid mai puternic decât HClO.
Avantajul schemei Kossel este că, folosind un model simplu, face posibilă explicarea naturii modificării proprietăților acido-bazice ale compușilor dintr-o serie de substanțe similare. Cu toate acestea, această schemă este pur calitativă. Acesta permite doar compararea proprietăților compușilor și nu face posibilă determinarea proprietăților acido-bazice ale unui compus ales în mod arbitrar. Dezavantajul acestui model este că se bazează doar pe concepte electrostatice, în timp ce în natură nu există o legătură ionică pură (100%).
4.7. Proprietățile redox ale elementelor și compușilor acestora
O modificare a proprietăților redox ale substanțelor simple este ușor de stabilit luând în considerare natura modificării electronegativității elementelor corespunzătoare. În principalele subgrupe, de sus în jos, electronegativitatea scade, ceea ce duce la o scădere a oxidării și o creștere a proprietăților reducătoare în această direcție. În perioadele de la stânga la dreapta, electronegativitatea crește. Ca urmare, în această direcție, proprietățile reducătoare ale substanțelor simple scad, în timp ce proprietățile oxidante cresc. Astfel, agenții reducători puternici se află în colțul din stânga jos al tabelului periodic al elementelor (potasiu, rubidiu, cesiu, bariu), în timp ce agenții oxidanți puternici sunt localizați în colțul din dreapta sus (oxigen, fluor, clor).
Proprietățile redox ale compușilor elementelor depind de natura lor, de valoarea stării de oxidare a elementelor, de poziția elementelor în sistemul periodic și de o serie de alți factori.
În principalele subgrupe, de sus în jos, scad proprietățile oxidante ale acizilor care conțin oxigen, în care atomii elementului central au aceeași stare de oxidare. Agenții oxidanți puternici sunt acizii azotic și acizii sulfuric concentrați. Proprietățile oxidante sunt cu atât mai puternice, cu atât starea de oxidare pozitivă a elementului din compus este mai mare. Permanganatul de potasiu și dicromatul de potasiu prezintă proprietăți oxidante puternice.
În principalele subgrupe, proprietățile reducătoare ale anionilor simpli cresc de sus în jos. Agenții reducători puternici sunt HI, H2S, iodurile și sulfurile.
