Legge e sistema periodico degli elementi del piano. Legge periodica D

• Piano.

• 1. Legge periodica D.I. Mendeleev e il suo significato scientifico e filosofico generale.

• 2. Il sistema periodico e il numero seriale di un elemento come sua caratteristica più importante. Periodi e gruppi.

• 3.Cambiare le proprietà degli elementi nella tavola periodica.

• 4.La posizione dei metalli e dei non metalli nella tavola periodica.

1. Legge periodica (D.I. Mendeleev, 1869)

• Le proprietà degli elementi, così come le forme e le proprietà dei loro composti, dipendono periodicamente dall'entità della carica dei nuclei dei loro atomi

Perché le proprietà degli elementi si ripetono periodicamente?

• Con l'aumento della carica nucleare negli elementi il numero e la distribuzione degli elettroni di valenza vengono periodicamente ripetuti, da cui dipendono in gran parte le proprietà degli elementi

2. Tavola periodica degli elementi

• Questa è una rappresentazione grafica della legge periodica. Nella tavola periodica si distinguono le direzioni orizzontale (periodo) e verticale (gruppo).

Periodo

Una fila orizzontale di elementi in cui lo stesso numero di livelli energetici è pieno di elettroni. III periodo: Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar – gli atomi di questi elementi riempiono 3 livelli energetici. Ci sono 7 periodi nel sistema periodico: 1,2,3 – piccolo (composto da una riga); 4,5,6,7 – grandi (hanno due file); 7° periodo – incompiuto.

Gruppo

• Una fila verticale di elementi che hanno lo stesso numero di elettroni di valenza, pari al numero del gruppo, e la stessa valenza massima. Ci sono 8 gruppi nel sistema. A seconda di come sono distribuiti gli elettroni di valenza degli elementi, il gruppo si divide in due sottogruppi: principale e secondario.

Sottogruppo

• Una fila verticale di elementi che hanno lo stesso numero e distribuzione degli elettroni di valenza, e quindi proprietà simili.

Sottogruppo principale – gruppo “A”

• Una fila verticale di elementi in cui tutti gli elettroni di valenza si trovano nell'ultimo livello. Il sottogruppo principale comprende elementi di periodi grandi e piccoli.

Sottogruppo laterale "B"

• Una fila verticale di elementi in cui, indipendentemente dal numero del gruppo, non ci sono più di 2 elettroni all'ultimo livello, i rimanenti elettroni di valenza si trovano al penultimo livello. I sottogruppi secondari comprendono elementi di soli periodi lunghi

Tavola periodica e struttura atomica

• 1. Il numero atomico di un elemento indica la carica positiva del nucleo, il numero di protoni nel nucleo e il numero di elettroni nell'atomo.

• 2. Il numero del periodo indica il numero di livelli energetici nell'atomo.

• 3. I numeri di gruppo per tutti gli elementi, con alcune eccezioni, indicano il numero di elettroni di valenza, per gli elementi dei sottogruppi principali - il numero di elettroni esterni.

3.

• CAMBIAMENTI NELLE PROPRIETÀ DEGLI ELEMENTI NEL SISTEMA PERIODICO

Raggio atomico, r

• In un periodo da sinistra a destra, il raggio dell'atomo diminuisce leggermente, perché A parità di livelli energetici, a seguito dell'aumento della carica del nucleo, gli elettroni vengono attratti con maggiore forza. Nel sottogruppo principale dall'alto verso il basso, con l'aumento del numero di livelli energetici, aumenta il raggio dell'atomo. Nel sottogruppo laterale cambia in modo non lineare.

Energia di ionizzazione, EI

• Questa è l'energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo. Espresso in elettronvolt. Nel periodo con un aumento della carica del nucleo, del numero degli elettroni esterni e una diminuzione del raggio dell'atomo da sinistra a destra, aumenta nel sottogruppo principale, con un aumento del raggio dell'atomo; , diminuisce dall'alto verso il basso.

Energia di affinità elettronica, ES

• L'energia rilasciata quando un elettrone viene aggiunto a un atomo. Nel periodo da sinistra a destra aumenta, nel sottogruppo principale diminuisce dall'alto verso il basso. Espresso in elettronvolt.

Elettronegatività, EO

• Questa è la capacità di un atomo in una molecola di attrarre a sé gli elettroni. Nel periodo da sinistra a destra aumenta, nel sottogruppo principale diminuisce dall'alto verso il basso. Il fluoro ha il valore di elettronegatività più alto.

Numero di elettroni nel livello esterno

In un periodo, da sinistra a destra, aumenta da I a 8 (l'eccezione è il 1° periodo, da I a 2). Gli elementi dei sottogruppi principali sono uguali al numero del gruppo (ad eccezione di H, He), gli elementi dei sottogruppi laterali non hanno più di 2 elettroni a livello esterno. Durante l'istruzione composti chimici gli atomi tendono ad uno stato stabile - 8 elettroni a livello esterno (per i primi elementi - 2e). Ciò si ottiene donando o aggiungendo elettroni, a seconda di cosa è più facile fare per l'atomo.

4.

• METALLI E NON METALLI

• NELLA TABELLA PERIODICA

Metalli

• Elementi i cui atomi al livello energetico esterno contengono un piccolo numero di elettroni: 1, 2, 3. Quando formano composti, i metalli cedono sempre ē e hanno solo una carica positiva.

Non metalli

• Elementi i cui atomi contengono 4-8 elettroni a livello energetico esterno. Quando formano composti, i non metalli possono accettare elettroni (si forma una carica negativa) o cedere elettroni (si forma una carica positiva).

• Se nella tavola periodica tracciamo una diagonale dal boro (Z = 5) all'astato (Z = 85), allora scendendo dalla diagonale tutti gli elementi sono metalli, e in alto sono non metalli, ad eccezione degli elementi dei sottogruppi laterali . Gli elementi dei sottogruppi laterali a livello esterno non hanno più di 2 ē, appartengono tutti ai metalli.

• Non esiste un confine netto tra metalli e non metalli; è più corretto parlare di metallicità e non-metallicità di un elemento.

Metallicità

• La capacità di un atomo di cedere elettroni. Nel periodo da sinistra a destra con l'aumento del numero ē ea livello esterno la metallicita' si indebolisce. Nei sottogruppi principali, la metallicità aumenta dall'alto verso il basso, perché Il raggio dell'atomo aumenta, la forza della connessione tra ē esterno e il nucleo diminuisce e aumenta la capacità di cedere ē.

Non-metallicità

• La capacità di un atomo di acquisire elettroni.

• Nel periodo da sinistra a destra con l'aumentare del numero e a livello esterno aumenta; nel sottogruppo principale, dall'alto verso il basso, si indebolisce all'aumentare del raggio atomico.

• Pertanto, ogni periodo, ad eccezione del primo, inizia con un metallo attivo (alcali), termina con un non metallo attivo (alogeno) e un gas inerte. Il metallo più attivo è il francio, il non metallo più attivo è il fluoro.

"Le proprietà degli elementi, e quindi il semplice e corpi complessi(sostanze) intervengono dipendenza periodica sul loro peso atomico."

Formulazione moderna:

"proprietà elementi chimici(cioè le proprietà e la forma dei composti che formano) dipendono periodicamente dalla carica del nucleo degli atomi degli elementi chimici."

Significato fisico della periodicità chimica

I cambiamenti periodici nelle proprietà degli elementi chimici sono causati dalla corretta ripetizione della configurazione elettronica del livello energetico esterno (elettroni di valenza) dei loro atomi con l'aumento della carica nucleare.

Una rappresentazione grafica della legge periodica è la tavola periodica. Contiene 7 periodi e 8 gruppi.

Periodo - file orizzontali di elementi aventi lo stesso valore massimo del numero quantico principale degli elettroni di valenza.

Il numero del periodo indica il numero di livelli energetici in un atomo di un elemento.

I periodi possono essere costituiti da 2 (primo), 8 (secondo e terzo), 18 (quarto e quinto) o 32 (sesto) elementi, a seconda del numero di elettroni nel livello energetico esterno. L'ultimo, settimo periodo è incompleto.

Tutti i periodi (tranne il primo) iniziano con un metallo alcalino ( S- elemento) e terminano con un gas nobile ( ns2np6).

Le proprietà metalliche sono considerate come la capacità degli atomi degli elementi di cedere facilmente elettroni e le proprietà non metalliche di acquisire elettroni a causa del desiderio degli atomi di acquisire una configurazione stabile con sottolivelli riempiti. Riempimento esterno S- il sottolivello indica le proprietà metalliche dell'atomo e la formazione dell'esterno P- sottolivello - su proprietà non metalliche. Aumento del numero di elettroni di P- il sottolivello (da 1 a 5) migliora le proprietà non metalliche dell'atomo. Atomi con una configurazione completamente formata ed energeticamente stabile dello strato elettronico esterno ( ns2np6) chimicamente inerte.

Nei periodi ampi, la transizione delle proprietà da un metallo attivo a un gas nobile avviene in modo più fluido rispetto a periodi brevi, perché formazione di interni ( n-1) d- sottolivello mantenendo l'esterno ns 2 - strato. I periodi grandi sono costituiti da serie pari e dispari.

Per elementi di righe pari sullo strato esterno ns 2 - gli elettroni, quindi predominano le proprietà metalliche e il loro indebolimento con l'aumento della carica nucleare è piccolo; in file dispari si forma np- sottolivello, il che spiega il significativo indebolimento delle proprietà metalliche.

Gruppi - colonne verticali di elementi con lo stesso numero di elettroni di valenza pari al numero del gruppo. Esistono sottogruppi principali e secondari.

I sottogruppi principali sono costituiti da elementi di piccoli e grandi periodi, i cui elettroni di valenza si trovano all'esterno ns - e np - sottolivelli.

I sottogruppi laterali sono costituiti da elementi solo di grandi periodi. I loro elettroni di valenza sono all'esterno ns- sottolivello e interno ( n - 1) d - sottolivello (o (n - 2) f - sottolivello).

A seconda del sottolivello ( s -, p -, d - o f -) pieni di elettroni di valenza, gli elementi della tavola periodica si dividono in: S- elementi (elementi del sottogruppo principale Gruppi I e II), p - elementi (elementi dei sottogruppi principali III - VII gruppi), d - elementi (elementi dei sottogruppi laterali), F- elementi (lantanidi, attinidi).

Nei sottogruppi principali, dall'alto verso il basso, le proprietà metalliche aumentano e le proprietà non metalliche si indeboliscono. Elementi principali e gruppi laterali differiscono notevolmente nelle proprietà.

Il numero del gruppo indica la valenza più alta dell'elemento (eccetto DI, elementi del sottogruppo del rame e dell'ottavo gruppo).

Comuni agli elementi dei sottogruppi principali e secondari sono le formule degli ossidi superiori (e dei loro idrati). Negli ossidi superiori e nei loro idrati di elementi I-III gruppi (tranne il boro) predominano le proprietà di base, con Da IV a VIII - acido.

La periodicità è la ripetibilità delle proprietà chimiche e di alcune proprietà fisiche sostanze semplici e le loro connessioni quando cambiano numero di serie elementi. È associato, innanzitutto, alla ripetibilità della struttura elettronica degli atomi all'aumentare del numero atomico (e, di conseguenza, della carica del nucleo e del numero di elettroni nell'atomo).

La periodicità chimica si manifesta nell'analogia del comportamento chimico, dell'uniformità reazioni chimiche. In questo caso, il numero di elettroni di valenza, gli stati di ossidazione caratteristici e le formule dei composti possono essere diversi. Periodicamente si ripetono non solo caratteristiche simili, ma anche differenze significative nelle proprietà chimiche degli elementi all'aumentare del loro numero atomico.

Alcuni caratteristiche fisico-chimiche atomi (potenziale di ionizzazione, raggio atomico), semplici e sostanze complesse possono essere presentati non solo qualitativamente, ma anche quantitativamente sotto forma di dipendenze dal numero ordinale dell'elemento, e per essi compaiono periodicamente massimi e minimi chiaramente definiti.

Periodicità verticale

La periodicità verticale consiste nella ripetibilità delle proprietà di sostanze e composti semplici nelle colonne verticali della tavola periodica. Questo è il tipo principale di periodicità, secondo il quale tutti gli elementi sono combinati in gruppi. Gli elementi dello stesso gruppo hanno le stesse configurazioni elettroniche. La chimica degli elementi e dei loro composti viene solitamente considerata sulla base di questo tipo di periodicità.

In alcuni si trova anche la periodicità verticale Proprietà fisiche atomi, ad esempio, nelle energie di ionizzazione E io(kJ/mol):

Gruppo IA	Gruppo IIA	Gruppo VIIIA
Li 520	Essere 900	Nel 2080
N. 490	Mg740	AR 1520
K420	Circa 590	Corone 1350

Frequenza orizzontale

La periodicità orizzontale consiste nella comparsa di valori massimi e minimi delle proprietà di sostanze e composti semplici all'interno di ciascun periodo. Ciò è particolarmente evidente per gli elementi del gruppo VIIIB e per i lantanidi (ad esempio, i lantanidi con numeri atomici pari sono più comuni di quelli con numeri atomici dispari).

Le proprietà fisiche come l'energia di ionizzazione e l'affinità elettronica mostrano anche una periodicità orizzontale associata a una variazione periodica del numero di elettroni negli ultimi sottolivelli energetici:

Elemento	Li	Essere	B	C	N	O	F	Ne
E io	520	900	801	1086	1402	1314	1680	2080
UN e	−60	0	−27	−122	+7	−141	−328	0
Formula elettronica(elettroni di valenza)	2S 1	2S 2	2S 2 2P 1	2S 2 2P 2	2S 2 2P 3	2S 2 2P 4	2S 2 2P 5	2S 2 2P 6
Numero di elettroni spaiati	1	0	1	2	3	2	1	0

Periodicità diagonale

La periodicità diagonale è la ripetibilità delle proprietà di sostanze e composti semplici lungo le diagonali della tavola periodica. È associato ad un aumento delle proprietà non metalliche nei periodi da sinistra a destra e in gruppi dal basso verso l'alto. Pertanto, il litio è simile al magnesio, il berillio è simile all'alluminio, il boro è simile al silicio e il carbonio è simile al fosforo. Pertanto, il litio e il magnesio formano molti composti alchilici e arilici, che vengono spesso utilizzati in chimica organica. Il berillio e l'alluminio hanno potenziali redox simili. Boro e silicio formano idruri molecolari volatili e altamente reattivi.

La periodicità diagonale non dovrebbe essere intesa come assoluta somiglianza di proprietà atomiche, molecolari, termodinamiche e di altro tipo. Cioè, nei loro composti, l'atomo di litio ha uno stato di ossidazione (+I) e l'atomo di magnesio ha uno stato di ossidazione (+II). Tuttavia, le proprietà degli ioni Li + e Mg 2+ sono molto simili, manifestandosi, in particolare, nella bassa solubilità dei carbonati e degli ortofosfati.

Come risultato della combinazione della periodicità verticale, orizzontale e diagonale, appare la cosiddetta periodicità stellare. Pertanto, le proprietà del germanio assomigliano alle proprietà del gallio, del silicio, dell'arsenico e dello stagno circostanti. Sulla base di tali "stelle geochimiche", si può prevedere la presenza di un elemento nei minerali e nei minerali.

Periodicità secondaria

Molte proprietà degli elementi nei gruppi cambiano non in modo monotono, ma periodicamente, specialmente per gli elementi dei gruppi IIIA-VIIA. Questo fenomeno è chiamato periodicità secondaria. Pertanto, il germanio nelle sue proprietà è più simile al carbonio che al silicio. È noto che il silano reagisce con gli ioni idrossido in soluzione acquosa liberando idrogeno, mentre il metano e il germanio non reagiscono nemmeno con un eccesso di ioni idrossido.

Anomalie simili nel comportamento chimico degli elementi si osservano in altri gruppi. Ad esempio, gli elementi del 4o periodo situati nei gruppi VA-VIIA (As, Se, Br) sono caratterizzati da una bassa stabilità dei composti nello stato di ossidazione più elevato. Mentre per il fosforo e l'antimonio sono noti pentafluoruri, pentacloruri e pentaioduri, per l'arsenico si è ottenuto finora soltanto il pentafluoruro. L'esafluoruro di selenio è meno stabile dei corrispondenti fluoruri di zolfo e tellurio. Nel gruppo degli alogeni, il cloro(VII) e lo iodio(VII) formano anioni stabili all'ossigeno, mentre lo ione perbromato, sintetizzato solo nel 1968, è un agente ossidante molto forte.

La periodicità secondaria è associata, in particolare, alla relativa inerzia della valenza S-elettroni dovuti alla cosiddetta “penetrazione al nucleo”, poiché l’aumento della densità elettronica in prossimità del nucleo per lo stesso numero quantico principale diminuisce in sequenza ns > n.p. > nd > nf.

Pertanto, gli elementi che nella tavola periodica compaiono immediatamente dopo gli elementi con il primo riempito P-, D- O F-sottolivello, sono caratterizzati da una diminuzione della stabilità dei loro composti nello stato di ossidazione più elevato. Questi sono sodio e magnesio (vengono dopo gli elementi con il sottolivello p riempito per la prima volta), R-elementi del 4° periodo dal gallio al krypton (riempiti D-sottolivello), nonché elementi post-lantanidi dall'afnio al radon.

Cambiamento periodico dei raggi atomici

Secondo i concetti della meccanica quantistica, gli atomi non hanno confini chiari, ma la probabilità di trovare un elettrone associato a un dato nucleo a una certa distanza da questo nucleo diminuisce rapidamente con l'aumentare della distanza. Pertanto, all'atomo viene assegnato un certo raggio, ritenendo che la maggior parte della densità elettronica (più del 90%) sia contenuta nella sfera di questo raggio.

I raggi degli atomi degli elementi dipendono periodicamente dal loro numero atomico.

Nei periodi, all'aumentare della carica del nucleo, i raggi degli atomi, in generale, diminuiscono, il che è associato ad un aumento dell'attrazione degli elettroni esterni al nucleo. La maggiore diminuzione dei raggi atomici si osserva per elementi di breve periodo. Nei gruppi di elementi, i raggi degli atomi generalmente aumentano all’aumentare del numero di strati di elettroni. Quindi, nel cambiamento dei raggi atomici degli elementi si può vedere tipi diversi periodicità: verticale, orizzontale e diagonale.

Le piccole dimensioni degli atomi degli elementi del secondo periodo portano alla stabilità di legami multipli formati con ulteriore sovrapposizione R-orbitali orientati perpendicolarmente all'asse internucleare. Pertanto, il biossido di carbonio è un monomero gassoso, la cui molecola contiene due doppi legami, e il biossido di silicio è un polimero cristallino con legami Si–O. A temperatura ambiente l'azoto esiste sotto forma di molecole stabili di N2, in cui gli atomi di azoto sono collegati da un forte triplo legame. Fosforo biancoè costituito da molecole P 4 e il fosforo nero è un polimero.

Apparentemente, per gli elementi del terzo periodo, la formazione di più legami singoli è più vantaggiosa della formazione di un legame multiplo. A causa di un'ulteriore sovrapposizione R-gli orbitali per il carbonio e l'azoto sono caratterizzati dagli anioni CO 3 2− e NO 3− (forma triangolare), mentre per il silicio e il fosforo gli anioni tetraedrici SiO 4 4− e PO 4 3− sono più stabili.

Significato della legge periodica

La legge periodica ha svolto un ruolo enorme nello sviluppo della chimica e di altre scienze naturali. La connessione reciproca tra tutti gli elementi, la loro fisica e proprietà chimiche. Ciò poneva alla scienza naturale un problema scientifico e filosofico di enorme importanza: questa reciproca connessione deve essere spiegata. Dopo la scoperta della legge periodica, divenne chiaro che gli atomi di tutti gli elementi devono essere costruiti secondo un unico principio e la loro struttura deve riflettere la periodicità delle proprietà degli elementi. Pertanto, la legge periodica divenne un anello importante nell'evoluzione della scienza atomico-molecolare, avendo un impatto significativo sullo sviluppo della teoria della struttura atomica. Ha contribuito anche alla formulazione concetto moderno"elemento chimico" e chiarire le idee sulle sostanze semplici e complesse.

Usando la legge periodica, D.I. Mendeleev divenne il primo ricercatore che riuscì a risolvere i problemi di previsione in chimica. Ciò divenne evidente solo pochi anni dopo la creazione della tavola periodica degli elementi, quando furono scoperti i nuovi elementi chimici predetti da Mendeleev. La legge periodica ha anche contribuito a chiarire molte caratteristiche del comportamento chimico degli elementi già scoperti. I progressi nella fisica atomica, compresa l'energia nucleare e la sintesi di elementi artificiali, sono diventati possibili solo grazie alla legge periodica. A loro volta, ampliarono e approfondirono l'essenza della legge di Mendeleev e ampliarono i limiti della tavola periodica degli elementi.

La legge periodica è una legge universale. È una di quelle leggi scientifiche generali che esistono realmente in natura e quindi, nel processo di evoluzione della nostra conoscenza, non perderanno mai il loro significato. È stato stabilito che la periodicità è soggetta non solo a struttura elettronica atomo, ma anche la struttura fine dei nuclei atomici, che indica la natura periodica delle proprietà nel mondo delle particelle elementari.

Nel tempo, il ruolo della legge periodica non diminuisce. È diventato la base più importante chimica inorganica. Viene utilizzato, ad esempio, nella sintesi di sostanze con proprietà predeterminate, nella creazione di nuovi materiali e nella selezione di catalizzatori efficaci.

L'importanza della Legge Periodica nell'insegnamento generale e chimica inorganica. La sua scoperta fu associata alla creazione di un libro di testo di chimica, quando Mendeleev cercò di presentare chiaramente le informazioni sui 63 elementi chimici conosciuti a quel tempo. Ora il numero degli elementi è quasi raddoppiato e la Legge Periodica consente di identificare somiglianze e modelli nelle proprietà di vari elementi chimici utilizzando la loro posizione nella tavola periodica.

Secondo la legge periodica del D.I. Mendeleev, tutte le proprietà degli elementi con numero atomico crescente nel sistema periodico non cambiano continuamente, ma si ripetono periodicamente, dopo un certo numero di elementi. La ragione della natura periodica dei cambiamenti nelle proprietà degli elementi è la ripetizione periodica di configurazioni elettroniche simili di sottolivelli di valenza: ogni volta che viene ripetuta una qualsiasi configurazione elettronica di sottolivelli di valenza, ad esempio, la configurazione ns 2 np 2 discussa nell'esempio 3.1.3 , le proprietà dell'elemento sono in gran parte ripetizioni di elementi precedenti di una struttura elettronica simile.

La proprietà chimica più importante di qualsiasi elemento è la capacità dei suoi atomi di donare o acquistare elettroni, che caratterizza, nel primo caso, l'attività riducente dell'elemento e, nel secondo, l'attività ossidativa dell'elemento. Una caratteristica quantitativa dell'attività riducente di un elemento è l'energia di ionizzazione (potenziale) e l'attività ossidativa è l'affinità elettronica.

L'energia di ionizzazione (potenziale) è l'energia che deve essere spesa per astrarre e rimuovere un elettrone da un atomo 6 . È chiaro che minore è l'energia di ionizzazione. Quanto più marcata è la capacità di un atomo di donare un elettrone e, di conseguenza, tanto maggiore è l'attività riducente dell'elemento. L'energia di ionizzazione, come ogni proprietà degli elementi, all'aumentare del numero atomico nel sistema periodico non cambia in modo monotono, ma periodicamente. In un periodo, con un numero fisso di strati di elettroni, l'energia di ionizzazione aumenta insieme all'aumento del numero atomico a causa dell'aumento della forza di attrazione degli elettroni esterni al nucleo atomico a causa dell'aumento della carica del nucleo . Quando si passa al primo elemento del periodo successivo, si verifica una forte diminuzione dell'energia di ionizzazione, così forte che l'energia di ionizzazione diventa inferiore all'energia di ionizzazione dell'analogo precedente nel sottogruppo. La ragione di ciò è una forte diminuzione della forza di attrazione dell'elettrone esterno rimosso verso il nucleo a causa di un aumento significativo del raggio atomico dovuto ad un aumento del numero di strati elettronici durante la transizione verso un nuovo periodo. Quindi, con l'aumento del numero atomico, aumenta l'energia di ionizzazione in un periodo 7 , e nei sottogruppi principali diminuisce. Quindi gli elementi con maggiore attività riducente si trovano all'inizio dei periodi e alla fine dei sottogruppi principali.

L'affinità elettronica è l'energia rilasciata quando un atomo acquista un elettrone. Maggiore è l'affinità elettronica, maggiore è la capacità dell'atomo di attaccare un elettrone e, di conseguenza, maggiore è l'attività ossidativa dell'elemento. All'aumentare del numero atomico in un periodo, l'affinità elettronica aumenta a causa della maggiore attrazione degli elettroni dello strato esterno verso il nucleo, e in gruppi di elementi l'affinità elettronica diminuisce a causa della diminuzione della forza di attrazione dello strato esterno elettroni al nucleo e dovuto ad un aumento del raggio atomico. Pertanto, gli elementi con la maggiore attività ossidativa si trovano alla fine dei periodi 8 e in cima ai gruppi della tavola periodica.

Una caratteristica generalizzata delle proprietà redox degli elementi è l’elettronegatività è la metà della somma dell’energia di ionizzazione e dell’affinità elettronica. Basandosi sullo schema delle variazioni dell'energia di ionizzazione e dell'affinità elettronica nei periodi e nei gruppi del sistema periodico, è facile dedurre che nei periodi l'elettronegatività aumenta da sinistra a destra, nei gruppi diminuisce dall'alto verso il basso. Di conseguenza, maggiore è l'elettronegatività, più pronunciata è l'attività ossidativa dell'elemento e più debole è la sua attività riducente.

Esempio 3.2.1.Caratteristiche comparative delle proprietà redox degli elementiI.A.- EV.A.- gironi del 2° e 6° periodo.

Perché nei periodi, l'energia di ionizzazione, l'affinità elettronica e l'elettronegatività aumentano da sinistra a destra, e nei gruppi diminuiscono dall'alto verso il basso tra gli elementi confrontati, l'azoto ha la maggiore attività ossidante e il francio è l'agente riducente più potente;

Gli elementi i cui atomi sono in grado di mostrare solo proprietà riducenti sono solitamente chiamati metallici (metalli). Gli atomi di elementi non metallici (non metalli) possono mostrare sia proprietà riducenti che proprietà ossidanti, ma le proprietà ossidanti sono più caratteristiche per loro.

I metalli sono generalmente elementi con un piccolo numero di elettroni esterni. I metalli includono tutti gli elementi dei gruppi laterali, lantanidi e attinidi, perché il numero di elettroni nello strato esterno di atomi di questi elementi non supera 2. Anche gli elementi metallici sono contenuti nei sottogruppi principali. Nei principali sottogruppi del 2° periodo, Li e Be sono metalli tipici. Nel 2° periodo, la perdita delle proprietà metalliche avviene quando un terzo elettrone entra nello strato elettronico esterno - durante la transizione al boro. Nei sottogruppi principali dei periodi sottostanti si osserva uno spostamento consistente del confine tra metalli e non metalli di una posizione a destra a causa dell'aumento dell'attività riducente degli elementi dovuto all'aumento del raggio atomico. Pertanto, nel 3° periodo, il confine convenzionale che divide metalli e non metalli passa tra Ali e Si, nel 4° periodo, il primo non metallo tipico è l'arsenico, ecc.

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La ripetizione periodica delle proprietà degli elementi con numero atomico crescente diventa particolarmente evidente se gli elementi sono disposti sotto forma di una tabella chiamata tavola periodica o la tavola periodica degli elementi. Sono state proposte e vengono utilizzate diverse forme della tavola periodica.  

La ripetizione periodica delle proprietà degli elementi con numero atomico crescente può essere chiaramente mostrata disponendo gli elementi in una tavola chiamata tavola periodica, o tavola periodica, degli elementi. Molti sono stati proposti e sono in uso. varie forme sistema periodico.  

Il principio della ripetizione periodica delle proprietà degli elementi non poteva consentire l'esistenza di un solo elemento isolato dell'argon; Devono esserci molte o nessuna di queste sostanze semplici. Tuttavia, Ramsay rimase fermamente sulla posizione della legge periodica e questo, così come lo sviluppo della tecnologia di laboratorio alla fine del secolo scorso, predeterminò la rapida scoperta dei rimanenti membri del gruppo dei gas inerti.  

Cosa spiega la ripetizione periodica delle proprietà degli elementi nella tavola periodica.  

Cosa spiega la ripetizione periodica delle proprietà degli elementi.  

Accettando che la ripetizione periodica delle proprietà degli elementi è dovuta non solo alla loro massa (peso atomico), ma anche alla natura del movimento degli atomi stessi come particelle intere (la velocità e la direzione del loro movimento), Flavitsky costruisce il suo ipotesi sulla base della seguente: la periodicità degli elementi non è spiegata da ciò che è tipo ripetuto edificio interno atomi, ma dal fatto che la natura del movimento degli atomi come particelle intere cambia periodicamente.  

Pertanto, la ragione della ripetizione periodica delle proprietà degli elementi è la ripetizione periodica delle configurazioni elettroniche dei loro atomi.  

Lo studio della struttura elettronica degli atomi ha permesso di dimostrare che la ragione della ripetizione periodica delle proprietà degli elementi con numero atomico crescente è la ripetizione periodica del processo di costruzione di nuovi gusci elettronici. Lo stesso gruppo della tavola periodica comprende sempre quegli elementi i cui atomi hanno lo stesso numero di elettroni nei loro gusci esterni. Pertanto, gli atomi di tutti i gas inerti, ad eccezione dell'elio, contengono 8 elettroni nel guscio esterno e sono più difficili da ionizzare, mentre gli atomi dei metalli alcalini contengono un elettrone nel guscio esterno e hanno il potenziale di ionizzazione più basso. Metalli alcalini con un solo elettrone nel guscio esterno può facilmente perderlo, diventando una forma stabile di ione positivo con una configurazione elettronica simile al gas nobile più vicino con un numero atomico inferiore. Elementi come fluoro, cloro, ecc., che in termini di numero di elettroni esterni si avvicinano alla configurazione dei gas inerti, tendono invece ad acquisire elettroni e riprodurre questa configurazione elettronica, trasformandosi nel corrispondente ione negativo.  

I periodi successivi al terzo della tabella di Mendeleev sono più lunghi. Tuttavia, la ripetizione periodica delle proprietà degli elementi viene preservata. Ci guadagna di più natura complessa, a causa della crescente diversità delle caratteristiche fisiche e caratteristiche chimiche elementi man mano che aumentano masse atomiche. L'esame della struttura degli atomi dei primi periodi conferma che il numero limitato di posti per gli elettroni in ciascun guscio (esclusione di Pauli) che circonda il nucleo è la ragione della ripetizione periodica delle proprietà degli elementi. Questa periodicità è la grande legge della natura, scoperta da D.I Mendeleev alla fine del secolo scorso, e ai nostri tempi è diventata una delle basi per lo sviluppo non solo della chimica, ma anche della fisica.  

I valori di /j aumentano gradualmente all'aumentare di Z finché Z raggiunge il valore del gas nobile per poi scendere a circa un quarto del valore del gas nobile man mano che si passa all'elemento successivo. La frequenza dei cambiamenti in un'altra proprietà - la densità degli elementi allo stato solido - è mostrata in Fig. 5.13. Questa ripetizione periodica delle proprietà degli elementi con numero seriale crescente diventa particolarmente chiara se gli elementi sono disposti sotto forma di una tabella chiamata tavola periodica o sistema periodico di elementi. Molti sono stati proposti e sono in uso. forme diverse sistema periodico.  

Contemporaneamente a Newlands, de Chancourtois si avvicinava alla scoperta della legge periodica in Francia. Ma in contrasto con l'immagine sensuale musicale e sonora, che serviva a Newlands come analogia con lo schema degli elementi chimici da lui parzialmente identificati, il naturalista francese utilizzò un'immagine geometrica astratta: paragonò la ripetizione periodica delle proprietà degli elementi disposti secondo alla grandezza dei loro pesi atomici con l'avvolgimento di una linea spirale (vis tellurique) a superficie laterale cilindro.  

L'idea dell'entità della carica nucleare come proprietà determinante dell'atomo ha costituito la base della moderna formulazione della legge periodica di D.I. dipendono periodicamente dall'entità della carica dei nuclei dei loro atomi. Ha permesso di spiegare la ragione della ripetizione periodica delle proprietà degli elementi, che risiede nella ripetizione periodica della struttura delle configurazioni elettroniche degli atomi.  

Solo dopo che la struttura dell'atomo fu chiarita, divennero chiare le ragioni della ripetizione periodica delle proprietà degli elementi.