Bilang resulta ng matagumpay na pagbuo ng materyal sa kabanatang ito, ang mag-aaral ay dapat:
alam
- modernong pagbabalangkas ng pana-panahong batas;
- koneksyon sa pagitan ng istraktura ng periodic system at ang pagkakasunud-sunod ng enerhiya ng mga sublevel sa multielectron atoms;
- mga kahulugan ng mga konseptong "panahon", "pangkat", "5-elemento", "p-elemento", "d- mga elemento", "/-elemento", "enerhiya ng ionization", "kaugnayan ng elektron", "electronegativity", "radius ng van der Waals", "clarke";
- pangunahing batas ng geochemistry;
magagawang
Ilarawan ang istraktura ng periodic system alinsunod sa mga patakaran ng Klechkovsky;
sariling
Mga ideya tungkol sa pana-panahong katangian ng pagbabago sa mga katangian ng mga atomo at mga kemikal na katangian ng mga elemento, tungkol sa mga tampok ng pangmatagalang bersyon ng periodic system; tungkol sa kaugnayan ng kasaganaan ng mga elemento ng kemikal sa kanilang posisyon sa periodic system, tungkol sa macro- at microelements sa lithosphere at living matter.
Modernong pagbabalangkas ng periodic law
Pana-panahong batas - ang pinaka-pangkalahatang batas ng kimika - ay natuklasan ni Dmitry Ivanovich Mendeleev noong 1869. Sa oras na iyon, ang istraktura ng atom ay hindi pa kilala. Ginawa ni D. I. Mendeleev ang kanyang pagtuklas batay sa regular na pagbabago sa mga katangian ng mga elemento na may pagtaas sa atomic mass.
Matapos ang pagtuklas ng istraktura ng mga atomo, naging malinaw na ang kanilang mga katangian ay tinutukoy ng istraktura ng mga shell ng elektron, na nakasalalay sa kabuuang bilang ng mga electron sa atom. Ang bilang ng mga electron sa isang atom ay katumbas ng singil ng nucleus nito. Samakatuwid, ang modernong pagbabalangkas ng periodic law ay ang mga sumusunod.
Ang mga katangian ng mga elemento ng kemikal at ang simple at kumplikadong mga sangkap na kanilang nabuo ay nasa pana-panahong pagdepende sa singil ng nucleus ng kanilang mga atomo.
Ang kahalagahan ng pana-panahong batas ay nakasalalay sa katotohanan na ito ang pangunahing tool para sa pag-systematize at pag-uuri ng impormasyon ng kemikal, isang napakahalagang paraan ng pagbibigay-kahulugan sa impormasyon ng kemikal, isang makapangyarihang kasangkapan para sa paghula ng mga katangian ng mga compound ng kemikal, at isang paraan ng direktang paghahanap para sa mga compound na may paunang natukoy na mga katangian.
Ang periodic law ay walang mathematical expression sa anyo ng mga equation, ito ay makikita sa isang table na tinatawag na panaka-nakang sistema ng mga elemento ng kemikal. Mayroong maraming mga variant ng mga talahanayan ng periodic table. Ang pinakamalawak na ginagamit ay ang mga bersyon na pangmatagalan at maikling panahon, na inilagay sa una at pangalawang kulay na mga insert ng aklat. Ang pangunahing yunit ng istruktura ng periodic system ay ang panahon.
Panahon na may bilang p tinatawag na pagkakasunud-sunod ng mga elemento ng kemikal na nakaayos sa pataas na pagkakasunud-sunod ng singil ng nucleus ng isang atom, na nagsisimula sa ^-elemento at nagtatapos sa ^-elemento.
Sa ganitong kahulugan P - period number na katumbas ng pangunahing quantum number para sa itaas na antas ng enerhiya sa mga atomo ng lahat ng elemento ng panahong ito. sa mga atomo s-mga elemento Nakumpleto ang 5-sublevel, sa mga atomo p-elemento - ayon sa pagkakabanggit mga p-sublevel. Ang pagbubukod sa kahulugan sa itaas ay ang unang panahon, kung saan walang mga p-elemento, dahil sa unang antas ng enerhiya (n = 1) mayroon lamang 15-level. Naglalaman din ang periodic table d-elemento, na ang ^-sublevel ay nakumpleto, at /-mga elemento, na ang /-sublevel ay nakumpleto.
Sinubukan din ng mga alchemist na makahanap ng isang batas ng kalikasan, batay sa kung saan posible na i-systematize ang mga elemento ng kemikal. Ngunit wala silang maaasahan at detalyadong impormasyon tungkol sa mga elemento. Sa kalagitnaan ng siglo XIX. ang kaalaman tungkol sa mga elemento ng kemikal ay naging sapat, at ang bilang ng mga elemento ay tumaas nang husto anupat isang likas na pangangailangan ang bumangon sa agham upang pag-uri-uriin ang mga ito. Ang mga unang pagtatangka na pag-uri-uriin ang mga elemento sa mga metal at di-metal ay napatunayang hindi mapapatunayan. Ang mga nauna kay D.I. Mendeleev (I.V. Debereiner, J.A. Newlands, L.Yu. Meyer) ay maraming ginawa upang ihanda ang pagtuklas ng pana-panahong batas, ngunit hindi maunawaan ang katotohanan. Itinatag ni Dmitry Ivanovich ang isang koneksyon sa pagitan ng masa ng mga elemento at ang kanilang mga katangian.
Si Dmitry Ivanovich ay ipinanganak sa Tobolsk. Siya ang ikalabing pitong anak sa pamilya. Matapos makapagtapos mula sa isang gymnasium sa kanyang sariling lungsod, pumasok si Dmitry Ivanovich sa Main Pedagogical Institute sa St. Petersburg, pagkatapos ng pagtatapos kung saan nagpunta siya sa isang pang-agham na paglalakbay sa ibang bansa na may gintong medalya sa loob ng dalawang taon. Pagkabalik, inanyayahan siya sa St. Petersburg University. Simula sa pagbabasa ng mga lektura sa kimika, si Mendeleev ay hindi nakahanap ng anumang bagay na maaaring irekomenda sa mga mag-aaral bilang isang tulong sa pagtuturo. At nagpasya siyang magsulat ng isang bagong libro - "Fundamentals of Chemistry".
Ang pagtuklas ng pana-panahong batas ay nauna sa 15 taon ng pagsusumikap. Noong Marso 1, 1869, binalak ni Dmitry Ivanovich na umalis sa St. Petersburg para sa lalawigan para sa negosyo.
Ang pana-panahong batas ay natuklasan batay sa mga katangian ng atom - ang kamag-anak na atomic mass .
Inayos ni Mendeleev ang mga elemento ng kemikal sa pataas na pagkakasunud-sunod ng kanilang mga atomic na masa at napansin na ang mga katangian ng mga elemento ay umuulit pagkatapos ng isang tiyak na agwat - isang panahon, inilagay ni Dmitry Ivanovich ang mga panahon sa ilalim ng isa., upang ang mga katulad na elemento ay matatagpuan sa ilalim ng isa pa. - sa parehong vertical, kaya ang periodic system ay binuo elemento.
Marso 1, 1869 Ang pagbabalangkas ng periodic law ni D.I. Mendeleev.
Ang mga katangian ng mga simpleng sangkap, pati na rin ang mga anyo at katangian ng mga compound ng mga elemento, ay nasa pana-panahong pag-asa sa laki ng mga atomic na timbang ng mga elemento.
Sa kasamaang palad, sa una ay napakakaunting mga tagasuporta ng pana-panahong batas, kahit na sa mga siyentipikong Ruso. Maraming kalaban, lalo na sa Germany at England.
Ang pagtuklas ng pana-panahong batas ay isang napakatalino na halimbawa ng siyentipikong pag-iintindi sa kinabukasan: noong 1870, hinulaan ni Dmitry Ivanovich ang pagkakaroon ng tatlong hindi kilalang elemento noon, na tinawag niyang ekasilicium, ekaaluminum at ekabor. Tama rin niyang nahulaan ang pinakamahalagang katangian ng mga bagong elemento. At pagkatapos ng 5 taon, noong 1875, ang Pranses na siyentipiko na si P.E. Si Lecoq de Boisbaudran, na walang alam tungkol sa gawain ni Dmitry Ivanovich, ay natuklasan ang isang bagong metal, na tinatawag itong gallium. Sa isang bilang ng mga pag-aari at paraan ng pagtuklas, ang gallium ay kasabay ng ekaalinum na hinulaang ni Mendeleev. Ngunit ang kanyang timbang ay mas mababa kaysa sa hinulaang. Sa kabila nito, nagpadala si Dmitry Ivanovich ng isang liham sa Pransya, iginiit ang kanyang hula.
Ang pang-agham mundo ay masindak na Mendeleev ng hula ng mga ari-arian ekaalinum
naging tumpak. Mula sa sandaling ito, ang pana-panahong batas ay nagsisimulang igiit ang sarili sa kimika.
Noong 1879, natuklasan ni L. Nilson sa Sweden ang scandium, na naglalaman ng hinulaang ni Dmitry Ivanovich ekabor
.
Noong 1886, natuklasan ni K. Winkler ang germanium sa Germany, na naging exasilicon
.
Ngunit ang henyo ni Dmitry Ivanovich Mendeleev at ang kanyang mga natuklasan ay hindi lamang ang mga hulang ito!
Sa apat na lugar ng periodic system, inayos ni D. I. Mendeleev ang mga elemento sa pagkakasunud-sunod ng pagtaas ng atomic mass:
Sa pagtatapos ng ika-19 na siglo, D.I. Isinulat ni Mendeleev na, tila, ang atom ay binubuo ng iba pang maliliit na particle. Pagkatapos ng kanyang kamatayan noong 1907, napatunayan na ang atom ay binubuo ng mga elementarya na particle. Ang teorya ng istraktura ng atom ay nakumpirma ang kawastuhan ng Mendeleev, ang mga permutasyon ng mga elementong ito na hindi alinsunod sa paglaki ng mga masa ng atom ay ganap na nabigyang-katwiran.
Ang modernong pagbabalangkas ng periodic law.
Ang mga katangian ng mga elemento ng kemikal at ang kanilang mga compound ay nasa pana-panahong pag-asa sa laki ng singil ng nuclei ng kanilang mga atomo, na ipinahayag sa pana-panahong pag-uulit ng istraktura ng panlabas na valence electron shell.
At ngayon, higit sa 130 taon pagkatapos ng pagtuklas ng pana-panahong batas, maaari tayong bumalik sa mga salita ni Dmitry Ivanovich, na kinuha bilang motto ng ating aralin: "Ang hinaharap ay hindi nagbabanta sa pana-panahong batas na may pagkasira, ngunit isang superstructure at ipinangako ang pag-unlad." Gaano karaming mga elemento ng kemikal ang natuklasan sa ngayon? At ito ay malayo sa limitasyon.
Ang graphic na representasyon ng periodic law ay ang periodic system ng mga kemikal na elemento. Ito ay isang maikling buod ng buong kimika ng mga elemento at kanilang mga compound.
Mga pagbabago sa mga katangian sa periodic system na may pagtaas sa halaga ng atomic weights sa period (mula kaliwa hanggang kanan):
1. Bumababa ang mga katangian ng metal
2. Ang mga di-metal na katangian ay tumaas
3. Ang mga katangian ng mas mataas na oxides at hydroxides ay nagbabago mula sa basic hanggang amphoteric hanggang acidic.
4. Ang valence ng mga elemento sa mga formula ng mas mataas na mga oksido ay tumataas mula sa akodatiVII, at sa mga formula ng pabagu-bago ng isip hydrogen compounds bumababa mula sa IV datiako.
Mga pangunahing prinsipyo ng pagbuo ng periodic system.|
Tanda ng paghahambing |
D.I. Mendeleev |
|
1. Paano naitatag ang pagkakasunud-sunod ng mga elemento ayon sa mga numero? (Ano ang batayan ng PS?) |
Ang mga elemento ay nakalista sa pagkakasunud-sunod ng pagtaas ng mga kamag-anak na masa ng atom. Gayunpaman, may mga pagbubukod. Ar - K, Co - Ni, Te - I, Th - Pa |
|
2. Ang prinsipyo ng pagsasama-sama ng mga elemento sa mga grupo. |
Marka ng kalidad. Ang pagkakapareho ng mga katangian ng mga simpleng sangkap at ang parehong uri ng kumplikado. |
|
3. Ang prinsipyo ng pagsasama-sama ng mga elemento sa mga panahon. |
Unang pagpipilian Periodic table ng mga elemento ay inilathala ni Dmitri Ivanovich Mendeleev noong 1869 at tinawag na "The Experience of a System of Elements".
DI. Inayos ni Mendeleev ang 63 elemento na kilala noong panahong iyon sa pataas na pagkakasunud-sunod ng kanilang mga atomic mass at nakakuha ng natural na serye ng mga elemento ng kemikal, kung saan natuklasan niya ang isang panaka-nakang pag-ulit ng mga katangian ng kemikal. Ang seryeng ito ng mga elemento ng kemikal ay kilala na ngayon bilang ang Periodic Law (formulasyon ni D.I. Mendeleev):
Ang mga pag-aari ng mga simpleng katawan, pati na rin ang mga anyo at katangian ng mga compound ng mga elemento, ay nasa pana-panahong pag-asa sa magnitude ng atomic weights ng mga elemento.
Ang kasalukuyang mga salita ng batas ay nagbabasa ng mga sumusunod:
Ang mga katangian ng mga elemento ng kemikal, mga simpleng sangkap, pati na rin ang komposisyon at mga katangian ng mga compound ay nasa pana-panahong pag-asa sa mga halaga ng mga singil ng nuclei ng mga atomo.
Graphic na larawan pana-panahong batas ay ang periodic table.
Ang cell ng bawat elemento ay nagpapahiwatig ng pinakamahalagang katangian nito.
Periodic table naglalaman ng mga pangkat at panahon.
Grupo- isang column ng periodic system, kung saan matatagpuan ang mga kemikal na elemento na may pagkakatulad ng kemikal dahil sa magkaparehong electronic configuration ng valence layer.
Pana-panahong sistema ng D.I. Ang Mendeleev ay naglalaman ng walong grupo ng mga elemento. Ang bawat pangkat ay binubuo ng dalawang subgroup: pangunahing (a) at pangalawa (b). Ang pangunahing subgroup ay naglalaman ng s- at p- mga elemento, sa gilid - d- mga elemento.
Mga pangalan ng pangkat:
I-a Mga metal na alkali.
II-a Alkaline earth metals.
V-a Pnictogens.
VI-a Chalcogens.
VII-a Halogens.
VIII-a Noble (inert) na mga gas.
Panahon ay isang pagkakasunud-sunod ng mga elemento na nakasulat bilang isang string, na nakaayos sa pagkakasunud-sunod ng pagtaas ng mga singil ng kanilang nuclei. Ang numero ng panahon ay tumutugma sa bilang ng mga antas ng elektroniko sa atom.
Ang panahon ay nagsisimula sa isang alkali metal (o hydrogen) at nagtatapos sa isang marangal na gas.
|
Parameter |
Pababa sa grupo |
Sa pamamagitan ng tuldok sa kanan |
|
Core charge |
ay tumataas |
ay tumataas |
|
Bilang ng mga valence electron |
Hindi nagbabago |
ay tumataas |
|
Bilang ng mga antas ng enerhiya |
ay tumataas |
Hindi nagbabago |
|
Radius ng atom |
ay tumataas |
Bumababa |
|
Electronegativity |
Bumababa |
ay tumataas |
|
Mga katangian ng metal |
Dumadami |
Bumaba |
|
Katayuan ng oksihenasyon sa mas mataas na oksido |
Hindi nagbabago |
ay tumataas |
|
Ang antas ng oksihenasyon sa mga compound ng hydrogen (para sa mga elemento ng mga pangkat IV-VII) |
Hindi nagbabago |
ay tumataas |
Modernong periodic table ng mga kemikal na elemento ng Mendeleev.
SESYON 5 Ika-10 baitang(unang taon ng pag-aaral)
Pana-panahong batas at ang sistema ng mga elemento ng kemikal d.I. Mendeleev Plan
1. Ang kasaysayan ng pagtuklas ng periodic law at ang sistema ng mga elemento ng kemikal ni D.I. Mendeleev.
2. Pana-panahong batas sa pagbabalangkas ng DIMendeleev.
3. Makabagong pagbabalangkas ng periodic law.
4. Ang halaga ng periodic law at ang sistema ng mga elemento ng kemikal ng DIMendeleev.
5. Pana-panahong sistema ng mga elemento ng kemikal - isang graphical na pagmuni-muni ng periodic law. Ang istraktura ng periodic system: mga panahon, grupo, subgroup.
6. Pag-asa ng mga katangian ng mga elemento ng kemikal sa istraktura ng kanilang mga atomo.
Ang Marso 1 (ayon sa bagong istilo), 1869, ay itinuturing na petsa ng pagkatuklas ng isa sa pinakamahalagang batas ng kimika - ang pana-panahong batas. Sa kalagitnaan ng siglo XIX. Nakilala ang 63 elemento ng kemikal, at kailangang pag-uri-uriin ang mga ito. Ang mga pagtatangka sa naturang pag-uuri ay ginawa ng maraming mga siyentipiko (W. Odling at J. A. R. Newlands, J. B. A. Dumas at A. E. Chancourtua, I. V. Debereiner at L. Yu. Meyer), ngunit si D. I. Mendeleev lamang ang nakakita ng isang tiyak na pattern, na nag-aayos ng mga elemento sa pagkakasunud-sunod ng pagtaas ng kanilang atomic mass. Ang pattern na ito ay may pana-panahong kalikasan, kaya binalangkas ni Mendeleev ang batas na natuklasan niya bilang mga sumusunod: ang mga katangian ng mga elemento, pati na rin ang mga anyo at katangian ng kanilang mga compound, ay nasa pana-panahong pagdepende sa halaga ng atomic mass ng elemento.
Sa sistema ng mga elemento ng kemikal na iminungkahi ni Mendeleev, mayroong isang bilang ng mga kontradiksyon na hindi maalis mismo ng may-akda ng pana-panahong batas (argon-potassium, tellurium-iodine, cobalt-nickel). Sa simula lamang ng ika-20 siglo, pagkatapos ng pagtuklas ng istraktura ng atom, ipinaliwanag ang pisikal na kahulugan ng pana-panahong batas at lumitaw ang modernong pagbabalangkas nito: ang mga katangian ng mga elemento, pati na rin ang mga anyo at katangian ng kanilang mga compound, ay nasa pana-panahong pagdepende sa laki ng singil ng nuclei ng kanilang mga atomo.Ang pagbabalangkas na ito ay kinumpirma ng pagkakaroon ng mga isotopes na ang mga katangian ng kemikal ay pareho, kahit na ang mga masa ng atom ay naiiba.
Ang Periodic Law ay isa sa mga pangunahing batas ng kalikasan at ang pinakamahalagang batas ng kimika. Sa pagkatuklas ng batas na ito, nagsisimula ang modernong yugto sa pag-unlad ng agham kemikal. Bagaman ang pisikal na kahulugan ng periodic law ay naging malinaw lamang pagkatapos ng paglikha ng teorya ng istruktura ng atom, ang teoryang ito mismo ay nabuo sa batayan ng periodic law at ang sistema ng mga elemento ng kemikal. Tinutulungan ng batas ang mga siyentipiko na lumikha ng mga bagong elemento ng kemikal at mga bagong compound ng mga elemento, upang makakuha ng mga sangkap na may mga gustong katangian. Si Mendeleev mismo ay hinulaang ang pagkakaroon ng 12 elemento na hindi pa natuklasan noong panahong iyon, at tinukoy ang kanilang posisyon sa periodic system. Inilarawan niya nang detalyado ang mga katangian ng tatlo sa mga elementong ito, at sa panahon ng buhay ng siyentipiko ang mga elementong ito ay natuklasan ("ekabor" - gallium, "ekaaluminum" - scandium, "ekasilicon" - germanium). Bilang karagdagan, ang pana-panahong batas ay may malaking pilosopikal na kahalagahan, na nagpapatunay sa pinaka-pangkalahatang mga batas ng pag-unlad ng kalikasan.
Ang graphic na pagmuni-muni ng periodic law ay ang periodic system ng mga kemikal na elemento ng Mendeleev. Mayroong ilang mga anyo ng periodic system (maikli, mahaba, hagdan (iminungkahi ni N. Bor), spiral). Sa Russia, ang maikling anyo ay ang pinakalaganap. Ang modernong periodic system ay naglalaman ng 110 mga elemento ng kemikal na natuklasan hanggang sa kasalukuyan, na ang bawat isa ay sumasakop sa isang tiyak na lugar, ay may sariling serial number at pangalan. Sa talahanayan, ang mga pahalang na hilera ay nakikilala - mga tuldok (1–3 ay maliit, binubuo ng isang hilera; 4–6 ay malaki, binubuo ng dalawang hilera; ang ika-7 na yugto ay hindi kumpleto). Bilang karagdagan sa mga tuldok, ang mga patayong hilera ay nakikilala - mga grupo, ang bawat isa ay nahahati sa dalawang subgroup (pangunahing - a at pangalawang - b). Ang mga pangalawang subgroup ay naglalaman ng mga elemento ng malalaking panahon lamang, lahat sila ay nagpapakita ng mga katangian ng metal. Ang mga elemento ng parehong subgroup ay may parehong istraktura ng mga panlabas na shell ng elektron, na tumutukoy sa kanilang mga katulad na katangian ng kemikal.
Panahon- ito ay isang pagkakasunud-sunod ng mga elemento (mula sa isang alkali metal hanggang sa isang inert gas), ang mga atomo nito ay may parehong bilang ng mga antas ng enerhiya, katumbas ng bilang ng panahon.
Pangunahing subgroup ay isang patayong hilera ng mga elemento na ang mga atomo ay may parehong bilang ng mga electron sa panlabas na antas ng enerhiya. Ang numerong ito ay katumbas ng numero ng pangkat (maliban sa hydrogen at helium).
Ang lahat ng elemento sa periodic system ay nahahati sa 4 na elektronikong pamilya ( s-, p-, d-,f-elemento) depende sa kung aling sublevel sa elementong atom ang huling napunan.
gilid subgroup ay isang patayong linya d-mga elemento na may parehong kabuuang bilang ng mga electron bawat d-sublevel ng preexternal na layer at s- sublevel ng panlabas na layer. Ang numerong ito ay karaniwang katumbas ng numero ng pangkat.
Ang pinakamahalagang katangian ng mga elemento ng kemikal ay metallicity at non-metallicity.
pagiging metal ay ang kakayahan ng mga atomo ng isang kemikal na elemento na mag-abuloy ng mga electron. Ang quantitative na katangian ng metallicity ay ang ionization energy.
Ionization energy ng isang atom- ito ang dami ng enerhiya na kinakailangan upang matanggal ang isang elektron mula sa isang atom ng isang elemento, ibig sabihin, upang gawing isang kation ang isang atom. Kung mas mababa ang enerhiya ng ionization, mas madaling magbigay ang atom ng isang elektron, mas malakas ang mga katangian ng metal ng elemento.
di-metal ay ang kakayahan ng mga atomo ng isang kemikal na elemento na mag-attach ng mga electron. Ang quantitative na katangian ng non-metallicity ay electron affinity.
pagkakaugnay ng elektron- ito ang enerhiya na inilalabas kapag ang isang electron ay nakakabit sa isang neutral na atom, ibig sabihin, kapag ang isang atom ay nagiging anion. Kung mas malaki ang affinity para sa isang electron, mas madaling nakakabit ang atom sa isang electron, mas malakas ang mga di-metal na katangian ng elemento.
Ang isang unibersal na katangian ng metallicity at non-metallicity ay ang electronegativity (EO) ng isang elemento.
Ang EO ng isang elemento ay nagpapakilala sa kakayahan ng mga atomo nito na makaakit ng mga electron sa kanilang sarili, na kasangkot sa pagbuo ng mga kemikal na bono sa iba pang mga atomo sa molekula.
Ang mas metallicity, mas mababa ang EO.
Kung mas malaki ang non-metallicity, mas malaki ang EO.
Kapag tinutukoy ang mga halaga ng kamag-anak na EC sa Pauling scale, ang EC ng lithium atom ay kinuha bilang isang yunit (EC(Li) = 1); ang pinaka electronegative na elemento ay fluorine (EO(F) = 4).
Sa maikling panahon mula sa isang alkali metal hanggang sa isang inert gas:
Ang singil ng nuclei ng mga atomo ay tumataas;
Ang bilang ng mga antas ng enerhiya ay hindi nagbabago;
Ang bilang ng mga electron sa panlabas na antas ay tumataas mula 1 hanggang 8;
Ang radius ng mga atom ay bumababa;
Ang lakas ng bono sa pagitan ng mga electron ng panlabas na layer at ang nucleus ay tumataas;
Ang enerhiya ng ionization ay tumataas;
Ang electron affinity ay tumataas;
Tumataas ang EO;
Ang metallicity ng mga elemento ay bumababa;
Ang non-metallicity ng mga elemento ay tumataas.
Lahat d-ang mga elemento ng panahong ito ay magkatulad sa kanilang mga katangian - lahat sila ay mga metal, may bahagyang magkakaibang atomic radii at mga halaga ng EC, dahil naglalaman sila ng parehong bilang ng mga electron sa panlabas na antas (halimbawa, sa ika-4 na yugto - maliban sa Cr at Cu).
Sa pangunahing mga subgroup mula sa itaas hanggang sa ibaba:
Ang bilang ng mga antas ng enerhiya sa isang atom ay tumataas;
Ang bilang ng mga electron sa panlabas na antas ay pareho;
Ang radius ng mga atomo ay tumataas;
Ang lakas ng bono sa pagitan ng mga electron ng panlabas na antas at ang nucleus ay bumababa;
Bumababa ang enerhiya ng ionization;
Bumababa ang pagkakaugnay ng elektron;
Bumababa ang EO;
Ang metallicity ng mga elemento ay tumataas;
Ang non-metallicity ng mga elemento ay bumababa.
|
Bilang resulta ng pag-aaral ng paksang ito, matututuhan mo ang:
Bilang resulta ng pag-aaral ng paksang ito, matututuhan mo ang:
Mga tanong sa pag-aaral: |
4.1. Pana-panahong batas D.I. Mendeleev
Ang pana-panahong batas ay ang pinakamalaking tagumpay ng agham ng kemikal, ang batayan ng lahat ng modernong kimika. Sa kanyang pagtuklas, ang kimika ay tumigil na maging isang mapaglarawang agham; ang siyentipikong pag-iintindi sa kinabukasan ay naging posible dito.
Bukas ang pana-panahong batas D. I. Mendeleev noong 1869, binalangkas ng siyentipiko ang batas na ito bilang mga sumusunod: "Ang mga katangian ng mga simpleng katawan, pati na rin ang mga anyo at katangian ng mga compound ng mga elemento, ay nasa pana-panahong pag-asa sa magnitude ng atomic weights ng mga elemento."
Ang isang mas detalyadong pag-aaral ng istraktura ng bagay ay nagpakita na ang periodicity ng mga katangian ng mga elemento ay dahil hindi sa atomic mass, ngunit sa elektronikong istraktura ng mga atom.
Ang nuclear charge ay isang katangian na tumutukoy sa elektronikong istraktura ng mga atomo, at samakatuwid ang mga katangian ng mga elemento. Samakatuwid, sa modernong pagbabalangkas, ang Periodic Law ay ganito ang tunog: ang mga katangian ng mga simpleng sangkap, pati na rin ang mga anyo at katangian ng mga compound ng mga elemento, ay nasa pana-panahong pag-asa sa serial number (sa singil ng nucleus ng kanilang mga atomo).
Ang pagpapahayag ng Periodic Law ay ang periodic system ng mga elemento.
4.2. Pana-panahong sistema ng D. I. Mendeleev
Ang periodic system ng mga elemento ng D. I. Mendeleev ay binubuo ng pitong yugto, na mga pahalang na pagkakasunud-sunod ng mga elemento na nakaayos sa pataas na pagkakasunud-sunod ng singil ng kanilang atomic nucleus. Ang mga yugto 1, 2, 3, 4, 5, 6 ay naglalaman ng 2, 8, 8, 18, 18, 32 na elemento, ayon sa pagkakabanggit. Ang ikapitong yugto ay hindi nakumpleto. Ang mga yugto 1, 2 at 3 ay tinatawag maliit yung iba - malaki.
Ang bawat tuldok (maliban sa una) ay nagsisimula sa alkali metal na mga atomo (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) at nagtatapos sa isang marangal na gas (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) na pinangungunahan ng tipikal na di-metal. Sa mga panahon mula kaliwa hanggang kanan, unti-unting humihina ang mga katangian ng metal at tumataas ang mga katangiang hindi metal, dahil sa pagtaas ng positibong singil ng nuclei ng mga atomo, tumataas ang bilang ng mga electron sa panlabas na antas.
Sa unang panahon, bukod sa helium, mayroon lamang isang elemento - hydrogen. Ito ay may kondisyong inilagay sa subgroup ng IA o VIIA, dahil nagpapakita ito ng pagkakatulad sa parehong mga alkali metal at halogens. Ang pagkakatulad ng hydrogen sa mga alkali na metal ay ipinakita sa katotohanan na ang hydrogen, tulad ng mga alkali na metal, ay isang ahente ng pagbabawas at, nag-donate ng isang elektron, ay bumubuo ng isang singilin na kasyon. Ang hydrogen ay may higit na pagkakatulad sa mga halogens: ang hydrogen, tulad ng mga halogens, ay isang non-metal, ang molekula nito ay diatomic, maaari itong magpakita ng mga katangian ng pag-oxidizing, na bumubuo ng tulad ng asin na mga hydride na may mga aktibong metal, halimbawa, NaH, CaH 2.
Sa ikaapat na yugto, ang Ca ay sinusundan ng 10 elemento ng paglipat (dekada Sc - Zn), na sinusundan ng natitirang 6 na pangunahing elemento ng panahon (Ga - Kr). Ang ikalimang yugto ay katulad din ng pagkakagawa. konsepto elemento ng paglipat karaniwang ginagamit upang sumangguni sa anumang elemento na may mga valence d- o f-electron.
Ang ikaanim at ikapitong yugto ay may dobleng pagpapasok ng mga elemento. Ang elementong Ba ay sinusundan ng isang intercalated na dekada ng mga d-elemento (La - Hg), at pagkatapos ng unang transisyonal na elementong La mayroong 14 na elemento ng f - lanthanides(Se - Lu). Pagkatapos ng Hg ay ang natitirang 6 na pangunahing p-elemento ng ikaanim na yugto (Tl - Rn).
Sa ikapitong (hindi kumpleto) na panahon, ang Ac ay sinusundan ng 14 f-element- actinides(Th - Lr). Kamakailan lamang, ang La at Ac ay inuri bilang lanthanides at actinides, ayon sa pagkakabanggit. Ang mga lanthanides at actinides ay nakalagay nang hiwalay sa ilalim ng talahanayan.
Kaya, ang bawat elemento sa periodic system ay sumasakop sa isang mahigpit na tinukoy na posisyon, na minarkahan ordinal o atomic, numero.
Sa periodic system, walong grupo (I - VIII) ang matatagpuan patayo, na nahahati naman sa mga subgroup - pangunahing, o mga subgroup A at gilid, o subgroup B. Ang subgroup VIIIB ay espesyal, naglalaman ito mga triad mga elemento na bumubuo sa mga pamilya ng bakal (Fe, Co, Ni) at mga platinum na metal (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).
Ang pagkakapareho ng mga elemento sa loob ng bawat subgroup ay ang pinaka-kapansin-pansin at mahalagang pattern sa periodic system. Sa pangunahing mga subgroup, mula sa itaas hanggang sa ibaba, tumataas ang mga katangian ng metal at humihina ang mga katangiang hindi metal. Sa kasong ito, mayroong isang pagtaas sa katatagan ng mga compound ng mga elemento sa pinakamababang estado ng oksihenasyon para sa subgroup na ito. Sa mga subgroup sa gilid, sa kabaligtaran, mula sa itaas hanggang sa ibaba, ang mga katangian ng metal ay humina at ang katatagan ng mga compound na may pinakamataas na estado ng oksihenasyon ay tumataas.
4.3. Pana-panahong sistema at elektronikong pagsasaayos ng mga atom
Dahil ang nuclei ng mga tumutugong atom ay hindi nagbabago sa panahon ng mga reaksiyong kemikal, ang mga kemikal na katangian ng mga atom ay nakasalalay sa istruktura ng kanilang mga shell ng elektron.
Ang pagpuno ng mga layer ng elektron at mga shell ng elektron ng mga atom ay nangyayari alinsunod sa prinsipyo ng Pauli at panuntunan ni Hund.
Prinsipyo ni Pauli (pagbabawal kay Pauli)
Ang dalawang electron sa isang atom ay hindi maaaring magkaroon ng apat na magkaparehong quantum number (bawat atomic orbital ay maaaring maglaman ng hindi hihigit sa dalawang electron).
Tinutukoy ng prinsipyong Pauli ang maximum na bilang ng mga electron na may ibinigay na pangunahing quantum number n(i.e. matatagpuan sa isang ibinigay na layer ng elektron): N n = 2n 2 . Sa unang elektronikong layer (antas ng enerhiya) ay maaaring hindi hihigit sa 2 electron, sa pangalawa - 8, sa pangatlo - 18, atbp.
Sa hydrogen atom, halimbawa, mayroong isang electron, na nasa unang antas ng enerhiya sa 1s na estado. Ang spin ng electron na ito ay maaaring idirekta nang arbitraryo (m s = +1/2 o m s = –1/2). Dapat itong bigyang-diin muli na ang unang antas ng enerhiya ay binubuo ng isang sublevel - 1s, ang pangalawang antas ng enerhiya - ng dalawang sublevel - 2s at 2p, ang pangatlo - ng tatlong sublevel - 3s, 3p, 3d, atbp. Ang sublevel, naman, ay naglalaman ng mga orbital, ang bilang nito ay tinutukoy ng side quantum number l at katumbas ng (2 l + 1). Ang bawat orbital ay conventionally na tinutukoy ng isang cell, ang elektron na matatagpuan dito - sa pamamagitan ng isang arrow, ang direksyon kung saan ay nagpapahiwatig ng oryentasyon ng pag-ikot ng elektron na ito. Nangangahulugan ito na ang estado ng isang electron sa isang hydrogen atom ay maaaring katawanin bilang 1s 1 o ilarawan bilang isang quantum cell, Fig. 4.1:
kanin. 4.1. Simbolo para sa isang electron sa isang hydrogen atom sa 1s orbitals
Para sa parehong mga electron ng isang helium atom n = 1, l = 0, m l= 0, m s = +1/2 at –1/2. Samakatuwid, ang electronic formula para sa helium ay 1s 2 . Ang electron shell ng helium ay kumpleto at napaka-stable. Ang helium ay isang marangal na gas.
Ayon sa prinsipyo ng Pauli, walang dalawang electron na may parallel spins ang maaaring nasa parehong orbital. Ang ikatlong electron sa lithium atom ay sumasakop sa 2s orbital. Ang electronic configuration ng Li: 1s 2 2s 1, at para sa beryllium 1s 2 2s 2. Dahil ang 2s orbital ay napuno, ang ikalimang electron sa boron atom ay sumasakop sa 2p orbital. Sa n= 2 gilid (orbital) quantum number l tumatagal ang mga halaga 0 at 1. Kapag l = 0 (2s estado) m l= 0, habang l = 1 (2p ang estado) m l maaaring katumbas ng +1; 0; -isa. Ang 2p na estado ay tumutugma sa tatlong mga cell ng enerhiya, fig. 4.2.
kanin. 4.2. Ang lokasyon ng mga electron ng boron atom sa mga orbital
Para sa isang nitrogen atom (electronic configuration 1s 2 2s 2 2p 3 dalawang electron sa unang antas, lima - sa pangalawa) ang sumusunod na dalawang variant ng electronic na istraktura ay posible, fig. 4.3:
kanin. 4.3. Mga posibleng opsyon para sa pag-aayos ng mga electron ng nitrogen atom sa mga orbital
Sa unang scheme, Fig.4.3a, ang kabuuang spin ay 1/2 (+1/2 –1/2 +1/2), sa pangalawa (Fig.4.3b), ang kabuuang spin ay 3/2 ( +1/2 + 1/2+1/2). Ang lokasyon ng mga spin ay tinutukoy Pamumuno ni Hund na nagbabasa: ang mga antas ng enerhiya ay pinupunan sa paraang ang kabuuang pag-ikot ay pinakamataas.
Sa ganitong paraan , sa dalawang ibinigay na mga scheme ng istraktura ng nitrogen atom, ang una ay tumutugma sa matatag na estado (na may pinakamababang enerhiya), kung saan ang lahat ng mga p-electron ay sumasakop sa iba't ibang mga orbital. Ang mga sublevel na orbital ay pinupunan sa sumusunod na paraan: una, isang elektron na may magkaparehong pag-ikot, at pagkatapos ay ang pangalawang elektron na may kabaligtaran na pag-ikot.
Simula sa sodium, ang ikatlong antas ng enerhiya na may n = 3 ay napuno. 4.4.
kanin. 4.4. Pamamahagi ng mga electron sa mga orbital para sa mga atomo ng mga elemento ng ikatlong yugto sa ground state
Sa isang atom, ang bawat elektron ay sumasakop sa isang libreng orbital na may pinakamababang enerhiya na tumutugma sa pinakamalaking bono nito sa nucleus. Noong 1961 V.M. Bumuo si Klechkovsky ng isang pangkalahatang posisyon ayon sa kung saan ang enerhiya ng mga orbital ng elektron ay tumataas sa pagkakasunud-sunod ng pagtaas ng kabuuan ng mga punong-guro at pangalawang numero ng quantum ( n + l), at sa kaso ng pagkakapantay-pantay ng mga kabuuan na ito, ang orbital na may mas mababang halaga ng pangunahing quantum number n ay may mas kaunting enerhiya.
Ang pagkakasunud-sunod ng mga antas ng enerhiya sa pataas na pagkakasunud-sunod ng enerhiya ay halos ang mga sumusunod:
1s< 2s < 2p < 3s < 3р < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p.
Isaalang-alang ang pamamahagi ng mga electron sa mga orbital ng mga atomo ng mga elemento ng ikaapat na panahon (Larawan 4.5).
kanin. 4.5. Pamamahagi ng mga electron sa mga orbital ng mga atomo ng mga elemento ng ikaapat na yugto sa ground state
Pagkatapos ng potassium (electronic configuration 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1) at calcium (electronic configuration 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2), ang panloob na 3d shell ay puno ng mga electron (transition elements Sc - Zn). Dapat pansinin na mayroong dalawang anomalya: para sa Cr at Cu atoms sa pamamagitan ng 4 s-shell ay naglalaman ng hindi dalawang electron, ngunit isa, i.e. ang tinatawag na "kabiguan" ng panlabas na 4s electron sa nakaraang 3d shell ay nangyayari. Ang elektronikong istraktura ng chromium atom ay maaaring katawanin bilang mga sumusunod (Larawan 4.6).
kanin. 4.6. Orbital na pamamahagi ng mga electron para sa isang chromium atom
Ang pisikal na dahilan para sa "paglabag" ng pagkakasunud-sunod ng pagpuno ay nauugnay sa iba't ibang lakas ng pagtagos ng mga orbital ng elektron sa nucleus, ang espesyal na katatagan ng mga elektronikong pagsasaayos d 5 at d 10, f 7 at f 14, na naaayon sa pagpuno ng mga electronic orbital na may isa o dalawang electron, pati na rin ang screening effect ng mga panloob na electronic layer ng charge kernels.
Ang mga elektronikong pagsasaayos ng Mn, Fe, Co, Ni, Cu, at Zn atoms ay kinakatawan ng mga sumusunod na formula:
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 .
Pagkatapos ng zinc, simula sa elemento 31 - gallium hanggang sa elemento 36 - krypton, ang pagpuno ng ikaapat na layer (4p - shell) ay nagpapatuloy. Ang mga elektronikong pagsasaayos ng mga elementong ito ay ang mga sumusunod:
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 Bilang 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 .
Dapat pansinin na kung ang pagbubukod ng Pauli ay hindi nilabag, ang mga electron sa nasasabik na estado ay maaaring matatagpuan sa iba pang mga atomic orbital.
4.4. Mga uri ng elemento ng kemikal
Ang lahat ng elemento ng periodic system ay nahahati sa apat na uri:
1. Sa atoms s-mga elemento ang s-shells ng panlabas na layer (n) ay napuno. Ang mga elemento ng s ay hydrogen, helium, at ang unang dalawang elemento ng bawat panahon.
2. Sa atoms mga p-elemento pinupuno ng mga electron ang mga p-shell ng panlabas na antas (np). Kasama sa mga p-element ang huling 6 na elemento ng bawat panahon (maliban sa una).
3. Gawin d-elemento ang d-shell ng pangalawang antas sa labas (n-1) d ay puno ng mga electron. Ito ay mga elemento ng intercalated na dekada ng malalaking yugto na matatagpuan sa pagitan ng s- at p- elements.
4. Gawin f-elemento napuno ng mga electron f-sublevel ng ikatlong labas na antas (n-2) f . Kasama sa pamilya ng mga f-element ang lanthanides at actinides.
Mula sa pagsasaalang-alang ng elektronikong istraktura ng mga hindi nasasabik na mga atom, depende sa atomic na numero ng elemento, ito ay sumusunod:
Ang bilang ng mga antas ng enerhiya (electronic layer) ng isang atom ng anumang elemento ay katumbas ng bilang ng panahon kung saan matatagpuan ang elemento. Nangangahulugan ito na ang mga s-element ay nasa lahat ng panahon, ang mga p-elemento ay nasa pangalawa at kasunod na mga yugto, ang mga d-elemento ay nasa ikaapat at kasunod na mga yugto, at ang mga elemento ng f ay nasa ikaanim at ikapitong yugto.
Ang numero ng panahon ay tumutugma sa pangunahing quantum number ng mga panlabas na electron ng atom.
Ang mga s- at p-element ay bumubuo sa mga pangunahing subgroup, ang mga d-elemento ay bumubuo ng mga pangalawang subgroup, ang mga f-elemento ay bumubuo ng mga pamilya ng lanthanides at actinides. Kaya, ang subgroup ay kinabibilangan ng mga elemento na ang mga atomo ay karaniwang may katulad na istraktura hindi lamang ng panlabas, kundi pati na rin ng pre-outer layer (maliban sa mga elemento kung saan mayroong "paglubog" ng elektron).
Ang numero ng pangkat ay karaniwang nagpapahiwatig ng bilang ng mga electron na maaaring lumahok sa pagbuo ng mga bono ng kemikal. Ito ang pisikal na kahulugan ng numero ng pangkat. Para sa mga elemento ng pangalawang subgroup, ang mga electron ng valence ay hindi lamang ang panlabas, kundi pati na rin ang mga penultimate shell. Ito ang pangunahing pagkakaiba sa mga katangian ng mga elemento ng pangunahing at pangalawang subgroup.
Ang mga elementong may valence d- o f-electron ay tinatawag na transition elements.
Ang numero ng pangkat, bilang panuntunan, ay katumbas ng pinakamataas na estado ng positibong oksihenasyon ng mga elemento na ipinapakita nila sa mga compound. Ang isang pagbubukod ay fluorine - ang estado ng oksihenasyon nito ay -1; Sa mga elemento ng Pangkat VIII, tanging ang Os, Ru, at Xe ang may oxidation state na +8.
4.5. Periodicity ng mga katangian ng mga atomo ng mga elemento
Ang mga katangian ng mga atom tulad ng kanilang radius, enerhiya ng ionization, pagkakaugnay ng elektron, electronegativity, estado ng oksihenasyon, ay nauugnay sa elektronikong istraktura ng atom.
Mayroong radii ng mga metal na atom at covalent radii ng mga non-metal na atom. Ang radii ng mga metal na atom ay kinakalkula batay sa mga interatomic na distansya, na kilala sa karamihan ng mga metal batay sa pang-eksperimentong data. Sa kasong ito, ang radius ng isang metal na atom ay katumbas ng kalahati ng distansya sa pagitan ng mga sentro ng dalawang kalapit na mga atomo. Ang covalent radii ng mga di-metal sa mga molekula at mga kristal ng mga simpleng sangkap ay kinakalkula sa katulad na paraan. Kung mas malaki ang atomic radius, mas madali para sa mga panlabas na electron na humiwalay sa nucleus (at vice versa). Hindi tulad ng atomic radii, ang ion radii ay mga karaniwang halaga.
Mula kaliwa hanggang kanan, sa mga panahon, ang halaga ng atomic radii ng mga metal ay bumababa, at ang atomic radii ng mga di-metal ay nagbabago sa isang kumplikadong paraan, dahil ito ay nakasalalay sa likas na katangian ng kemikal na bono. Sa ikalawang yugto, halimbawa, ang atomic radii ay unang bumababa at pagkatapos ay tumaas, lalo na nang husto kapag pumasa sa isang noble gas atom.
Sa pangunahing mga subgroup, ang atomic radii ay tumataas mula sa itaas hanggang sa ibaba, habang ang bilang ng mga layer ng elektron ay tumataas.
Ang radius ng cation ay mas mababa sa radius ng kaukulang atom, at sa pagtaas ng positive charge ng cation, bumababa ang radius nito. Sa kabaligtaran, ang radius ng isang anion ay palaging mas malaki kaysa sa radius ng katumbas nitong atom. Ang mga particle (atom at ions) na may parehong bilang ng mga electron ay tinatawag na isoelectronic. Sa serye ng mga isoelectronic ions, bumababa ang radius sa pagbaba ng negatibo at pagtaas ng positive ion radius. Ang ganitong pagbaba ay nagaganap, halimbawa, sa serye: O 2–, F –, Na +, Mg 2+, Al 3+.
Enerhiya ng ionization ay ang enerhiya na kinakailangan upang matanggal ang isang electron mula sa isang atom sa ground state. Ito ay karaniwang ipinahayag sa electronvolts (1 eV = 96.485 kJ/mol). Sa isang yugto mula kaliwa hanggang kanan, tumataas ang enerhiya ng ionization sa pagtaas ng nuclear charge. Sa mga pangunahing subgroup, mula sa itaas hanggang sa ibaba, ito ay bumababa, dahil ang distansya sa pagitan ng electron at ng nucleus ay tumataas at ang screening effect ng panloob na mga layer ng elektron ay tumataas.
Ipinapakita ng talahanayan 4.1 ang mga halaga ng mga enerhiya ng ionization (enerhiya ng detatsment ng una, pangalawa, atbp. mga electron) para sa ilang mga atomo.
Sa ikalawang yugto, kapag dumadaan mula sa Li hanggang Ne, ang enerhiya ng detatsment ng unang electron ay tumataas (tingnan ang Talahanayan 4.1). Gayunpaman, tulad ng makikita mula sa talahanayan, ang enerhiya ng ionization ay tumataas nang hindi pantay: para sa boron at oxygen kasunod ng beryllium at nitrogen, ayon sa pagkakabanggit, ang bahagyang pagbaba nito ay sinusunod, na dahil sa mga kakaiba ng elektronikong istraktura ng mga atomo.
Ang panlabas na s-shell ng beryllium ay ganap na napuno, samakatuwid, sa susunod na boron, isang electron ang pumapasok sa p-orbital. Ang p-electron na ito ay hindi gaanong nakagapos sa nucleus kaysa sa s-electron, kaya ang pag-alis ng mga p-electron ay nangangailangan ng mas kaunting enerhiya.
Talahanayan 4.1.
Mga enerhiya ng ionization ako mga atom ng ilang mga elemento
Ang bawat p orbital ng nitrogen atom ay may isang elektron. Sa oxygen atom, isang electron ang pumapasok sa p-orbital, na inookupahan na ng isang electron. Ang dalawang electron sa parehong orbital ay malakas na nagtataboy, kaya mas madaling alisin ang isang electron mula sa isang oxygen atom kaysa sa isang nitrogen atom.
Ang mga alkali metal ay may pinakamababang enerhiya ng ionization, kaya binibigkas nila ang mga katangian ng metal, ang pinakamataas na enerhiya ng ionization ay nasa mga inert na gas.
pagkakaugnay ng elektron ay ang enerhiya na inilabas kapag ang isang electron ay nakakabit sa isang neutral na atom. Ang electron affinity, tulad ng ionization energy, ay karaniwang ipinahayag sa electron volts. Ang mga halogens ay may pinakamataas na electron affinity, habang ang alkali metal ay may pinakamababa. Ang talahanayan 4.2 ay nagpapakita ng mga halaga ng electron affinity para sa mga atom ng ilang elemento.
Talahanayan 4.2.
Electron affinity ng mga atomo ng ilang elemento
Electronegativity- ang kakayahan ng isang atom sa isang molekula o ion na maakit ang mga valence electron ng iba pang mga atomo. Ang Electronegativity (EO) bilang isang quantitative measure ay isang tinatayang halaga. Humigit-kumulang 20 kaliskis ng electronegativity ang iminungkahi, na ang pinakakilala ay ang sukat na binuo ni L. Pauling. Sa fig. 4.7 ay nagpapakita ng mga halaga ng EO ayon kay Pauling.
kanin. 4.7. Electronegativity ng mga elemento (ayon kay Pauling)
Ang fluorine ay ang pinaka-electronegative sa lahat ng elemento sa Pauling scale. Ang EO nito ay kinuha katumbas ng 4. Ang pinakamaliit na electronegative ay cesium. Ang hydrogen ay sumasakop sa isang intermediate na posisyon, dahil kapag nakikipag-ugnayan sa ilang mga elemento, binibigyan nito ang isang elektron, at kapag nakikipag-ugnayan sa iba, nakakakuha ito.
4.6. Mga katangian ng acid-base ng mga compound; Kossel scheme
Upang ipaliwanag ang likas na katangian ng pagbabago sa mga katangian ng acid-base ng mga compound ng mga elemento, iminungkahi ni Kossel (Germany) ang paggamit ng isang simpleng pamamaraan batay sa pag-aakalang mayroong purong ionic na bono sa mga molekula at ang pakikipag-ugnayan ng Coulomb ay nagaganap sa pagitan ang mga ion. Inilalarawan ng scheme ng Kossel ang mga katangian ng acid-base ng mga compound na naglalaman ng mga bono ng E-H at E-O-H, depende sa singil ng nucleus at sa radius ng elementong bumubuo sa kanila.
Ang scheme ng Kossel para sa dalawang metal hydroxides, halimbawa, LiOH at KOH, ay ipinapakita sa fig. 4.8.
kanin. 4.8. Kossel scheme para sa LiOH at KOH
Tulad ng makikita mula sa ipinakita na pamamaraan, ang radius ng Li + ion ay mas mababa kaysa sa radius ng K + ion at ang OH - group ay mas malakas na nakagapos sa lithium cation kaysa sa potassium cation. Bilang resulta, ang KOH ay magiging mas madaling mag-dissociate sa solusyon at ang mga pangunahing katangian ng potassium hydroxide ay magiging mas malinaw.
Katulad nito, maaaring pag-aralan ng isa ang Kossel scheme para sa dalawang base CuOH at Cu(OH) 2 . Dahil ang radius ng Cu 2+ ion ay mas maliit at ang singil ay mas malaki kaysa sa Cu + ion, mas matatag na hahawakan ng Cu 2+ ion ang OH - group. Bilang resulta, ang base ng Cu(OH) 2 ay magiging mas mahina kaysa sa CuOH.
Sa ganitong paraan, tumataas ang lakas ng base habang tumataas ang radius ng kation at bumababa ang positibong singil nito.
Sa pangunahing mga subgroup, mula sa itaas hanggang sa ibaba, ang lakas ng mga base ay tumataas, dahil ang radii ng mga elemento ng ion ay tumataas sa direksyon na ito. Sa mga panahon mula kaliwa hanggang kanan, mayroong isang pagbawas sa radii ng mga ions ng mga elemento at isang pagtaas sa kanilang positibong singil, samakatuwid, sa direksyon na ito, ang lakas ng mga base ay bumababa.
Ang scheme ng Kossel para sa dalawang anoxic acid, halimbawa, HCl at HI, ay ipinapakita sa fig. 4.9
kanin. 4.9. Kossel's scheme para sa HCl at HI
Dahil ang radius ng chloride ion ay mas maliit kaysa sa iodide ion, ang H+ ion ay mas malakas na nakagapos sa anion sa hydrochloric acid molecule, na magiging mas mahina kaysa sa hydroiodic acid. Sa ganitong paraan, tumataas ang lakas ng mga anoxic acid sa pagtaas ng radius ng negatibong ion.
Ang lakas ng mga acid na naglalaman ng oxygen ay nagbabago sa kabaligtaran na paraan. Tumataas ito sa pagbaba ng radius ng ion at pagtaas ng positibong singil nito. Sa fig. 4.10 ay nagpapakita ng Kossel scheme para sa dalawang acids HClO at HClO 4 .
kanin. 4.10. Kossel scheme para sa HClO at HClO 4
Ang C1 7+ ion ay malakas na nakagapos sa oxygen ion, kaya ang proton ay mas madaling mahati sa molekula ng HClO 4. Kasabay nito, ang bono ng C1 + ion na may O 2- ion ay hindi gaanong malakas, at sa molekula ng HC1O ang proton ay mas malakas na mapapanatili ng O 2- anion. Bilang resulta, ang HClO 4 ay magiging mas malakas na acid kaysa sa HClO.
Ang bentahe ng scheme ng Kossel ay, gamit ang isang simpleng modelo, ginagawang posible na ipaliwanag ang likas na katangian ng pagbabago sa mga katangian ng acid-base ng mga compound sa isang serye ng mga katulad na sangkap. Gayunpaman, ang pamamaraan na ito ay puro husay. Pinapayagan lamang nito ang isa na ihambing ang mga katangian ng mga compound at hindi ginagawang posible upang matukoy ang mga katangian ng acid-base ng isang arbitraryong napiling isang tambalan. Ang kawalan ng modelong ito ay nakabatay lamang ito sa mga electrostatic na konsepto, habang sa kalikasan ay walang purong (100%) na ionic bond.
4.7. Mga katangian ng redox ng mga elemento at ang kanilang mga compound
Ang pagbabago sa mga katangian ng redox ng mga simpleng sangkap ay madaling maitatag sa pamamagitan ng pagsasaalang-alang sa likas na katangian ng pagbabago sa electronegativity ng mga kaukulang elemento. Sa pangunahing mga subgroup, mula sa itaas hanggang sa ibaba, bumababa ang electronegativity, na humahantong sa isang pagbawas sa oxidizing at isang pagtaas sa pagbabawas ng mga katangian sa direksyon na ito. Sa mga panahon mula kaliwa hanggang kanan, tumataas ang electronegativity. Bilang isang resulta, sa direksyon na ito, ang pagbabawas ng mga katangian ng mga simpleng sangkap ay bumababa, habang ang mga oxidizing properties ay tumataas. Kaya, ang mga malakas na ahente ng pagbabawas ay matatagpuan sa ibabang kaliwang sulok ng periodic table ng mga elemento (potassium, rubidium, cesium, barium), habang ang mga malakas na ahente ng oxidizing ay matatagpuan sa kanang itaas na sulok nito (oxygen, fluorine, chlorine).
Ang mga katangian ng redox ng mga compound ng mga elemento ay nakasalalay sa kanilang kalikasan, ang antas ng oksihenasyon ng mga elemento, ang posisyon ng mga elemento sa periodic system, at isang bilang ng iba pang mga kadahilanan.
Sa pangunahing mga subgroup, mula sa itaas hanggang sa ibaba, ang mga katangian ng oxidizing ng mga acid na naglalaman ng oxygen, kung saan ang mga atomo ng gitnang elemento ay may parehong estado ng oksihenasyon, bumababa. Ang malakas na oxidizing agent ay nitric at concentrated sulfuric acid. Ang mga katangian ng oxidizing ay mas malakas, mas malaki ang positibong estado ng oksihenasyon ng elemento sa compound. Ang potassium permanganate at potassium dichromate ay nagpapakita ng malakas na mga katangian ng pag-oxidizing.
Sa pangunahing mga subgroup, ang pagbabawas ng mga katangian ng mga simpleng anion ay tumataas mula sa itaas hanggang sa ibaba. Ang mga malakas na ahente ng pagbabawas ay HI, H 2 S, iodide at sulfide.
