Likums un elementu periodiskā sistēma plāns. Periodiskais likums D

• Plānot.

• 1. Periodiskais likums D.I. Mendeļejevs un viņa vispārējā zinātniskā un filozofiskā nozīme.

• 2. Periodiskā sistēma un elementa kārtas numurs kā tā svarīgākais raksturlielums. Periodi un grupas.

• 3.Elementu īpašību maiņa periodiskajā tabulā.

• 4. Metālu un nemetālu atrašanās vieta periodiskajā tabulā.

1. Periodiskais likums (D.I. Mendeļejevs, 1869)

• Elementu īpašības, kā arī to savienojumu formas un īpašības periodiski ir atkarīgas no to atomu kodolu lādiņa lieluma

Kāpēc elementu īpašības periodiski atkārtojas?

• Palielinoties kodollādiņam elementos periodiski atkārtojas valences elektronu skaits un sadalījums, no kā lielā mērā ir atkarīgas elementu īpašības

2. Periodiskā elementu tabula

• Šis ir periodiskā likuma grafisks attēlojums. Periodiskajā tabulā izšķir horizontālos (periods) un vertikālos (grupas) virzienus.

Periods

Horizontāla elementu rinda, kurā vienāds enerģijas līmeņu skaits ir piepildīts ar elektroniem. III periods: Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar – šo elementu atomi aizpilda 3 enerģijas līmeņus. Periodiskajā sistēmā ir 7 periodi: 1,2,3 – mazs (sastāv no vienas rindas); 4,5,6,7 – liels (ir divas rindas); 7. periods – nepabeigts.

Grupa

• Vertikāla elementu rinda, kam ir vienāds valences elektronu skaits, vienāds ar grupas numuru un tāda pati maksimālā valence. Sistēmā ir 8 grupas. Atkarībā no tā, kā tiek sadalīti elementu valences elektroni, grupa tiek sadalīta divās apakšgrupās: galvenajā un sekundārajā.

Apakšgrupa

• Vertikāla elementu rinda, kam ir vienāds valences elektronu skaits un sadalījums, un tāpēc līdzīgas īpašības.

Galvenā apakšgrupa – “A” grupa

• Vertikāla elementu rinda, kurā visi valences elektroni atrodas pēdējā līmenī. Galvenā apakšgrupa ietver lielu un mazu periodu elementus.

Sānu apakšgrupa "B"

• Vertikāla elementu rinda, kurā neatkarīgi no grupas numura pēdējā līmenī ir ne vairāk kā 2 elektroni, atlikušie valences elektroni atrodas priekšpēdējā līmenī. Sekundārās apakšgrupas ietver tikai garu periodu elementus

Periodiskā tabula un atomu struktūra

• 1. Elementa atomskaitlis norāda uz kodola pozitīvo lādiņu, protonu skaitu kodolā un elektronu skaitu atomā.

• 2. Perioda skaitlis norāda enerģijas līmeņu skaitu atomā.

• 3. Grupu numuri visiem elementiem, ar dažiem izņēmumiem, norāda valences elektronu skaitu, galveno apakšgrupu elementiem - ārējo elektronu skaitu.

3.

• PERIODISKĀS SISTĒMAS ELEMENTU ĪPAŠĪBU IZMAIŅAS

Atomu rādiuss, r

• Periodā no kreisās puses uz labo atoma rādiuss nedaudz samazinās, jo Ar tādu pašu enerģijas līmeņu skaitu, palielinoties kodola lādiņam, elektroni tiek piesaistīti spēcīgāk. Galvenajā apakšgrupā no augšas uz leju, palielinoties enerģijas līmeņu skaitam, atoma rādiuss palielinās. Sānu apakšgrupā tas mainās nelineāri.

Jonizācijas enerģija, EI

• Šī ir enerģija, kas nepieciešama elektrona noņemšanai no atoma. Izteikts elektronvoltos. Periodā ar kodola lādiņa palielināšanos, ārējo elektronu skaitu un atoma rādiusa samazināšanos no kreisās uz labo pusi, tas palielinās; galvenajā apakšgrupā, palielinoties atoma rādiusam , tas samazinās no augšas uz leju.

Elektronu afinitātes enerģija, ES

• Enerģija, kas izdalās, kad atomam pievieno vienu elektronu. Periodā no kreisās puses uz labo tas palielinās, galvenajā apakšgrupā samazinās no augšas uz leju. Izteikts elektronvoltos.

Elektronegativitāte, EO

• Tā ir molekulas atoma spēja piesaistīt elektronus sev. Periodā no kreisās puses uz labo tas palielinās, galvenajā apakšgrupā samazinās no augšas uz leju. Fluoram ir visaugstākā elektronegativitātes vērtība.

Elektronu skaits ārējā līmenī

Periodā no kreisās puses uz labo tas palielinās no I līdz 8 (izņēmums ir 1. periods, no I līdz 2). Galveno apakšgrupu elementi ir vienādi ar grupas numuru (izņemot H, He), sānu apakšgrupu elementiem ārējā līmenī ir ne vairāk kā 2 elektroni. Izglītības laikā ķīmiskie savienojumi atomi tiecas uz stabilu stāvokli - 8 elektroni ārējā līmenī (pirmajiem elementiem - 2e). Tas tiek panākts, ziedojot vai pievienojot elektronus, atkarībā no tā, kas atomam ir vieglāk izdarāms.

4.

• METĀLI UN NEMETĀLI

• PERIODISKĀ DIAGRAMMĀ

Metāli

• Elementi, kuru atomi ārējā enerģijas līmenī satur nelielu skaitu elektronu: 1, 2, 3. Veidojot savienojumus, metāli vienmēr atsakās no ē un tiem ir tikai pozitīvs lādiņš.

Nemetāli

• Elementi, kuru atomi ārējā enerģijas līmenī satur 4-8 elektronus. Veidojot savienojumus, nemetāli var gan pieņemt elektronus (rodas negatīvs lādiņš), gan atdot elektronus (rodas pozitīvs lādiņš).

• Ja periodiskajā tabulā velkam diagonāli no bora (Z = 5) uz astatīnu (Z = 85), tad no diagonāles uz leju visi elementi ir metāli, un uz augšu ir nemetāli, izņemot sānu apakšgrupu elementus. . Sānu apakšgrupu elementiem ārējā līmenī ir ne vairāk kā 2 ē, tie visi pieder pie metāliem.

• Starp metāliem un nemetāliem nav skaidras robežas, pareizāk ir runāt par elementa metāliskumu un nemetālismu.

Metāliskums

• Atoma spēja atdot elektronus. Periodā no kreisās puses uz labo ar pieaugošo skaitli ē un ārējā līmenī metāliskums vājinās. Galvenajās apakšgrupās metāliskums palielinās no augšas uz leju, jo Palielinās atoma rādiuss, samazinās savienojuma stiprums starp ārējo ē un kodolu, un palielinās spēja atdot ē.

Nemetālisms

• Atomu spēja iegūt elektronus.

• Laika posmā no kreisās puses uz labo ar pieaugošu skaitu e ārējā līmenī palielinās; galvenajā apakšgrupā, no augšas uz leju, tas vājina, palielinoties atomu rādiusam.

• Tādējādi katrs periods, izņemot pirmo, sākas ar aktīvo metālu (sārmu), beidzas ar aktīvu nemetālu (halogēnu) un inertu gāzi. Aktīvākais metāls ir francijs, visaktīvākais nemetāls ir fluors.

"Elementu īpašības un līdz ar to vienkāršais un sarežģīti ķermeņi(vielas) nostāties periodiska atkarība uz to atomsvara."

Mūsdienu formulējums:

"īpašības ķīmiskie elementi(t.i., to veidoto savienojumu īpašības un forma) ir periodiski atkarīgas no ķīmisko elementu atomu kodola lādiņa.

Ķīmiskā periodiskuma fiziskā nozīme

Periodiskas ķīmisko elementu īpašību izmaiņas izraisa to atomu ārējā enerģijas līmeņa (valences elektronu) elektroniskās konfigurācijas pareiza atkārtošanās, palielinoties kodola lādiņam.

Periodiskā likuma grafisks attēlojums ir periodiskā tabula. Tajā ir 7 periodi un 8 grupas.

Periods - horizontālas elementu rindas ar vienādu valences elektronu galvenā kvantu skaita maksimālo vērtību.

Perioda skaitlis norāda enerģijas līmeņu skaitu elementa atomā.

Periodi var sastāvēt no 2 (pirmā), 8 (otrā un trešā), 18 (ceturtā un piektā) vai 32 (sestā) elementiem atkarībā no elektronu skaita ārējā enerģijas līmenī. Pēdējais, septītais periods ir nepilnīgs.

Visi periodi (izņemot pirmo) sākas ar sārmu metālu ( s- elements) un beidzas ar cēlgāzi ( ns 2 np 6).

Metāliskās īpašības tiek uzskatītas par elementu atomu spēju viegli atteikties no elektroniem, bet nemetāliskās īpašības iegūt elektronus, jo atomiem ir vēlme iegūt stabilu konfigurāciju ar aizpildītiem apakšlīmeņiem. Ārējais pildījums s- apakšlīmenis norāda uz atoma metāliskām īpašībām un ārējās daļas veidošanos p- apakšlīmenis - par nemetāliskām īpašībām. Elektronu skaita pieaugums par p- apakšlīmenis (no 1 līdz 5) uzlabo atoma nemetāliskās īpašības. Atomi ar pilnībā izveidotu, enerģētiski stabilu ārējā elektronu slāņa konfigurāciju ( ns 2 np 6) ķīmiski inerts.

Lielos periodos īpašību pāreja no aktīvā metāla uz cēlgāzi notiek raitāk nekā īsos periodos, jo iekšējo ( n - 1) d - apakšlīmeni, saglabājot ārējo ns 2 - slānis. Lieli periodi sastāv no pāra un nepāra sērijām.

Ārējā slāņa vienmērīgu rindu elementiem ns 2 - elektroni, tāpēc dominē metāliskās īpašības un to vājināšanās, palielinoties kodola lādiņam, ir neliela; veidojas nepāra rindās np- apakšlīmenis, kas izskaidro ievērojamo metālisko īpašību vājināšanos.

Grupas - vertikālas elementu kolonnas ar vienādu valences elektronu skaitu, kas vienāds ar grupas numuru. Ir galvenās un sekundārās apakšgrupas.

Galvenās apakšgrupas sastāv no maza un liela perioda elementiem, kuru valences elektroni atrodas ārpusē. ns - un np - apakšlīmeņi.

Sānu apakšgrupas sastāv tikai no lielu periodu elementiem. Viņu valences elektroni atrodas ārpusē ns- apakšlīmenis un iekšējais ( n - 1) d - apakšlīmenis (vai (n - 2) f - apakšlīmenis).

Atkarībā no tā, kurš apakšlīmenis ( s -, p -, d - vai f -) piepildīta ar valences elektroniem, periodiskās tabulas elementi ir sadalīti: s- elementi (galvenās apakšgrupas elementi I un II grupa), p - elementi (galveno apakšgrupu elementi III - VII grupa), d - elementi (sānu apakšgrupu elementi), f- elementi (lantanīdi, aktinīdi).

Galvenajās apakšgrupās, no augšas uz leju, palielinās metāliskās īpašības, un nemetāla īpašības vājinās. Elementi galveno un sānu grupasļoti atšķiras pēc īpašībām.

Grupas numurs norāda elementa augstāko valenci (izņemot O, F, vara apakšgrupas un astotās grupas elementi).

Augstāko oksīdu (un to hidrātu) formulas ir kopīgas galvenās un sekundārās apakšgrupas elementiem. Augstākajos oksīdos un to elementu hidrātos I - III grupām (izņemot boru) dominē pamatīpašības, ar IV līdz VIII - skābs.

Periodiskums ir ķīmisko un dažu fizikālo īpašību atkārtojamība vienkāršas vielas un to savienojumi mainoties sērijas numurs elementi. Tas ir saistīts, pirmkārt, ar atomu elektroniskās struktūras atkārtojamību, palielinoties atomu skaitam (un līdz ar to arī kodola lādiņam un elektronu skaitam atomā).

Ķīmiskā periodiskums izpaužas ķīmiskās uzvedības līdzībā, viendabīgumā ķīmiskās reakcijas. Šajā gadījumā valences elektronu skaits, raksturīgie oksidācijas stāvokļi un savienojumu formulas var atšķirties. Periodiski atkārtojas ne tikai līdzīgas pazīmes, bet arī būtiskas atšķirības elementu ķīmiskajās īpašībās, palielinoties to atomu skaitam.

Dažas fizikāli ķīmiskās īpašības atomi (jonizācijas potenciāls, atoma rādiuss), vienkārši un sarežģītas vielas var ne tikai kvalitatīvi, bet arī kvantitatīvi uzrādīt atkarību veidā no elementa kārtas numura, un tiem periodiski parādās skaidri noteikti maksimumi un minimumi.

Vertikālā periodiskums

Vertikālais periodiskums sastāv no vienkāršu vielu un savienojumu īpašību atkārtojamības periodiskās tabulas vertikālajās kolonnās. Šis ir galvenais periodiskuma veids, saskaņā ar kuru visi elementi tiek apvienoti grupās. Vienas grupas elementiem ir vienādas elektroniskās konfigurācijas. Elementu un to savienojumu ķīmija parasti tiek aplūkota, pamatojoties uz šāda veida periodiskumu.

Dažos ir sastopama arī vertikālā periodiskums fizikālās īpašības atomi, piemēram, jonizācijas enerģijās E i(kJ/mol):

IA-grupa	IIA grupa	VIIIA-grupa
Li 520	Esi 900	Ne 2080
Na 490	Mg 740	AR 1520
K 420	Apmēram 590	Kr 1350

Horizontālā frekvence

Horizontālais periodiskums sastāv no vienkāršu vielu un savienojumu īpašību maksimālo un minimālo vērtību parādīšanās katrā periodā. Tas ir īpaši pamanāms VIIIB grupas elementiem un lantanīdiem (piemēram, lantanīdi ar pāra atomu skaitļiem ir biežāk sastopami nekā tie, kuriem ir nepāra skaitļi).

Fizikālās īpašības, piemēram, jonizācijas enerģija un elektronu afinitāte, arī uzrāda horizontālu periodiskumu, kas saistīts ar periodiskām elektronu skaita izmaiņām pēdējos enerģijas apakšlīmeņos:

Elements	Li	Esi	B	C	N	O	F	Ne
E i	520	900	801	1086	1402	1314	1680	2080
A e	−60	0	−27	−122	+7	−141	−328	0
Elektroniskā formula(valences elektroni)	2s 1	2s 2	2s 2 2lpp 1	2s 2 2lpp 2	2s 2 2lpp 3	2s 2 2lpp 4	2s 2 2lpp 5	2s 2 2lpp 6
Nesapāroto elektronu skaits	1	0	1	2	3	2	1	0

Diagonālā periodiskums

Diagonālā periodiskums ir vienkāršu vielu un savienojumu īpašību atkārtojamība pa periodiskās tabulas diagonālēm. Tas ir saistīts ar nemetālisko īpašību palielināšanos periodos no kreisās puses uz labo un grupās no apakšas uz augšu. Tāpēc litijs ir līdzīgs magnijam, berilijs ir līdzīgs alumīnijam, bors ir līdzīgs silīcijam, bet ogleklis ir līdzīgs fosforam. Tādējādi litijs un magnijs veido daudzus alkil- un arilsavienojumus, kurus bieži izmanto organiskā ķīmija. Berilijam un alumīnijam ir līdzīgs redoks potenciāls. Bors un silīcijs veido gaistošus, ļoti reaģējošus molekulāros hidrīdus.

Diagonālo periodiskumu nevajadzētu saprast kā atomu, molekulāro, termodinamisko un citu īpašību absolūtu līdzību. Tas ir, to savienojumos litija atomam ir oksidācijas pakāpe (+I), bet magnija atomam ir oksidācijas pakāpe (+II). Tomēr Li + un Mg 2+ jonu īpašības ir ļoti līdzīgas, jo īpaši tās izpaužas kā karbonātu un ortofosfātu zemā šķīdība.

Vertikālās, horizontālās un diagonālās periodiskuma apvienošanas rezultātā parādās tā sauktā zvaigžņu periodiskums. Tādējādi germānija īpašības atgādina apkārtējā gallija, silīcija, arsēna un alvas īpašības. Pamatojoties uz šādām "ģeoķīmiskajām zvaigznēm", var paredzēt elementa klātbūtni minerālos un rūdās.

Sekundārā periodiskums

Daudzas elementu īpašības grupās mainās nevis monotoni, bet periodiski, īpaši IIIA-VIIA grupu elementiem. Šo parādību sauc par sekundāro periodiskumu. Tādējādi germānija pēc savām īpašībām ir vairāk līdzīgs ogleklim, nevis silīcijam. Ir zināms, ka silāns reaģē ar hidroksīda joniem ūdens šķīdumā, izdalot ūdeņradi, savukārt metāns un germānija nereaģē pat ar hidroksīda jonu pārpalikumu.

Līdzīgas anomālijas elementu ķīmiskajā uzvedībā ir novērojamas arī citās grupās. Piemēram, 4. perioda elementiem, kas atrodas VA-VIIA grupās (As, Se, Br), ir raksturīga zema savienojumu stabilitāte visaugstākajā oksidācijas pakāpē. Kamēr pentafluorīdi, pentahlorīdi un pentaodīdi ir pazīstami ar fosforu un antimonu, arsēna gadījumā līdz šim ir iegūts tikai pentafluorīds. Selēna heksafluorīds ir mazāk stabils nekā attiecīgie sēra un telūra fluorīdi. Halogēnu grupā hlors(VII) un jods(VII) veido skābekli stabilus anjonus, savukārt tikai 1968. gadā sintezētais perbroma jons ir ļoti spēcīgs oksidētājs.

Sekundārā periodiskums ir īpaši saistīts ar valences relatīvo inerci s-elektroni tā sauktās “iekļūšanas kodolā” dēļ, jo elektronu blīvuma pieaugums kodola tuvumā vienam un tam pašam galvenajam kvantu skaitlim secīgi samazinās ns > n.p. > nd > nf.

Tāpēc elementi, kas periodiskajā tabulā parādās uzreiz pēc elementiem, kuri ir pirmo reizi aizpildīti lpp-, d- vai f-apakšlīmenis, raksturo to savienojumu stabilitātes samazināšanās augstākajā oksidācijas stāvoklī. Tie ir nātrijs un magnijs (nāk pēc elementiem ar p-apakšlīmeni, kas aizpildīti pirmo reizi), R-4. perioda elementi no gallija līdz kriptonam (pildīts d-apakšlīmenis), kā arī post-lantanīda elementi no hafnija līdz radonam.

Periodiska atomu rādiusu maiņa

Saskaņā ar kvantu mehānikas jēdzieniem atomiem nav skaidru robežu, bet varbūtība atrast elektronu, kas saistīts ar doto kodolu noteiktā attālumā no šī kodola, strauji samazinās, palielinoties attālumam. Tāpēc atomam tiek piešķirts noteikts rādiuss, uzskatot, ka lielākā daļa elektronu blīvuma (vairāk nekā 90%) atrodas šī rādiusa sfērā.

Elementu atomu rādiusi periodiski ir atkarīgi no to atomu skaita.

Periodos, palielinoties kodola lādiņam, atomu rādiusi kopumā samazinās, kas ir saistīts ar ārējo elektronu piesaistes palielināšanos kodolam. Vislielākais atomu rādiusu samazinājums ir vērojams īsu periodu elementiem. Elementu grupās atomu rādiusi parasti palielinās, palielinoties elektronu slāņu skaitam. Tādējādi var redzēt elementu atomu rādiusu izmaiņas dažādi veidi periodiskums: vertikāli, horizontāli un pa diagonāli.

Otrā perioda elementu mazie atomu izmēri nodrošina vairāku saišu stabilitāti, kas veidojas ar papildu pārklāšanos R-orbitāles, kas orientētas perpendikulāri starpkodolu asij. Tādējādi oglekļa dioksīds ir gāzveida monomērs, kura molekulā ir divas dubultās saites, bet silīcija dioksīds ir kristālisks polimērs ar Si–O saitēm. Plkst telpas temperatūra slāpeklis pastāv stabilu N2 molekulu veidā, kurās slāpekļa atomi ir savienoti ar spēcīgu trīskāršu saiti. Baltais fosfors sastāv no P4 molekulām, un melnais fosfors ir polimērs.

Acīmredzot trešā perioda elementiem vairāku vienotu saišu veidošana ir izdevīgāka nekā vienas daudzkārtējas saites veidošana. Papildu pārklāšanās dēļ R-orbitāles ogleklim un slāpeklim raksturo anjoni CO 3 2− un NO 3− (trīsstūra forma), savukārt silīcijam un fosforam tetraedriskie anjoni SiO 4 4− un PO 4 3− ir stabilāki.

Periodiskā likuma nozīme

Periodiskajam likumam bija milzīga loma ķīmijas un citu dabaszinātņu attīstībā. Visu elementu savstarpējā saikne, to fiziskā un ķīmiskās īpašības. Tas iepazīstināja dabas zinātni ar ārkārtīgi svarīgu zinātnisku un filozofisku problēmu: šī savstarpējā saikne ir jāizskaidro. Pēc Periodiskā likuma atklāšanas kļuva skaidrs, ka visu elementu atomi jābūvē pēc viena principa, un to struktūrai jāatspoguļo elementu īpašību periodiskums. Tādējādi periodiskais likums kļuva par svarīgu saikni atomu molekulārās zinātnes evolūcijā, kas būtiski ietekmēja atomu struktūras teorijas attīstību. Viņš arī piedalījās formulēšanā mūsdienu koncepcija"ķīmisko elementu" un precizējot idejas par vienkāršām un sarežģītām vielām.

Izmantojot Periodisko likumu, D.I. Mendeļejevs kļuva par pirmo pētnieku, kuram izdevās atrisināt ķīmijas prognozēšanas problēmas. Tas kļuva acīmredzams tikai dažus gadus pēc elementu periodiskās tabulas izveides, kad tika atklāti jauni Mendeļejeva prognozētie ķīmiskie elementi. Periodiskais likums arī palīdzēja noskaidrot daudzas jau atklāto elementu ķīmiskās uzvedības pazīmes. Sasniegumi atomu fizikā, tostarp kodolenerģētikā un mākslīgo elementu sintēzē, kļuva iespējami tikai pateicoties Periodiskajam likumam. Savukārt tie paplašināja un padziļināja Mendeļejeva likuma būtību un paplašināja Periodiskās elementu tabulas robežas.

Periodiskais likums ir universāls likums. Tas ir viens no tiem vispārējiem zinātniskajiem likumiem, kas faktiski pastāv dabā un tāpēc mūsu zināšanu evolūcijas procesā nekad nezaudēs savu nozīmi. Ir konstatēts, ka periodiskums ir pakļauts ne tikai elektroniskā struktūra atoms, bet arī atomu kodolu smalkā struktūra, kas norāda uz īpašību periodiskumu elementārdaļiņu pasaulē.

Laika gaitā Periodiskā likuma loma nemazinās. Viņš kļuva vissvarīgākais pamats neorganiskā ķīmija. To izmanto, piemēram, vielu ar iepriekš noteiktām īpašībām sintēzē, jaunu materiālu radīšanā un efektīvu katalizatoru izvēlē.

Periodiskā likuma nozīme vispārējās un neorganiskā ķīmija. Viņa atklājums bija saistīts ar ķīmijas mācību grāmatas izveidi, kad Mendeļejevs mēģināja uzskatāmi pasniegt informāciju par 63 tajā laikā zināmajiem ķīmiskajiem elementiem. Tagad elementu skaits ir gandrīz dubultojies, un Periodiskais likums ļauj identificēt dažādu ķīmisko elementu īpašību līdzības un modeļus, izmantojot to pozīciju periodiskajā tabulā.

Saskaņā ar periodisko likumu D.I. Mendeļejeva, visas elementu īpašības ar pieaugošu atomu skaitu periodiskajā sistēmā nemainās nepārtraukti, bet atkārtojas periodiski, pēc noteikta elementu skaita. Elementu īpašību izmaiņu periodiskuma iemesls ir līdzīgu valences apakšlīmeņu elektronisko konfigurāciju periodiska atkārtošanās: ikreiz, kad tiek atkārtota jebkura valences apakšlīmeņu elektroniskā konfigurācija, piemēram, ns 2 np 2 konfigurācija, kas aplūkota 3.1. piemērā. 3, elementam ir savas īpašības, kas lielā mērā atkārto iepriekšējos līdzīgas elektroniskās struktūras elementus.

Jebkura elementa vissvarīgākā ķīmiskā īpašība ir tā atomu spēja nodot vai iegūt elektronus, kas raksturo, pirmajā gadījumā, elementa reducēšanas aktivitāti, bet otrajā - elementa oksidatīvo aktivitāti. Elementa reducējošās aktivitātes kvantitatīvā īpašība ir jonizācijas enerģija (potenciāls), bet oksidatīvā aktivitāte ir elektronu afinitāte.

Jonizācijas enerģija (potenciāls) ir enerģija, kas jāiztērē, lai abstrahētu un noņemtu elektronu no atoma 6 . Ir skaidrs, ka jo zemāka ir jonizācijas enerģija. Jo izteiktāka ir atoma spēja nodot elektronu, un līdz ar to jo augstāka ir elementa reducējošā aktivitāte. Jonizācijas enerģija, tāpat kā jebkura elementu īpašība, palielinoties atomu skaitam, periodiskajā sistēmā nemainās monotoni, bet periodiski. Periodā ar fiksētu elektronu slāņu skaitu jonizācijas enerģija palielinās līdz ar atomu skaita pieaugumu, jo palielinās ārējo elektronu pievilkšanās spēks atoma kodolam, palielinoties kodola lādiņam. . Pārejot uz nākamā perioda pirmo elementu, notiek straujš jonizācijas enerģijas samazinājums - tik spēcīgs, ka jonizācijas enerģija kļūst mazāka par iepriekšējā analoga jonizācijas enerģiju apakšgrupā. Iemesls tam ir straujš noņemtā ārējā elektrona pievilkšanās spēka samazināšanās pret kodolu, jo ievērojami palielinās atomu rādiuss, jo palielinās elektronisko slāņu skaits pārejas periodā uz jaunu periodu. Tātad, palielinoties atomu skaitam, jonizācijas enerģija periodā palielinās 7 , un galvenajās apakšgrupās tas samazinās. Tātad elementi ar vislielāko reducējošo aktivitāti atrodas periodu sākumā un galveno apakšgrupu apakšā.

Elektronu afinitāte ir enerģija, kas izdalās, kad atoms iegūst elektronu. Jo lielāka ir elektronu afinitāte, jo spēcīgāka ir atoma spēja piesaistīt elektronu un līdz ar to augstāka elementa oksidatīvā aktivitāte. Pieaugot atomu skaitam periodā, elektronu afinitāte palielinās, jo palielinās ārējā slāņa elektronu pievilcība kodolam, un elementu grupās elektronu afinitāte samazinās, jo samazinās ārējo elektronu pievilkšanās spēks. kodols un atoma rādiusa palielināšanās dēļ. Tādējādi elementi ar vislielāko oksidatīvo aktivitāti atrodas 8. perioda beigās un periodiskās tabulas grupu augšdaļā.

Elementu redoksīpašību vispārināts raksturlielums ir elektronegativitāte ir puse no jonizācijas enerģijas un elektronu afinitātes summas. Pamatojoties uz jonizācijas enerģijas un elektronu afinitātes izmaiņu modeli periodiskās sistēmas periodos un grupās, ir viegli secināt, ka periodos elektronegativitāte palielinās no kreisās uz labo pusi, grupās samazinās no augšas uz leju. Līdz ar to, jo lielāka ir elektronegativitāte, jo izteiktāka ir elementa oksidatīvā aktivitāte un vājāka tā reducējošā aktivitāte.

Piemērs 3.2.1.Elementu redoksīpašību salīdzinošās īpašībasI.A.- UnV.A.-2. un 6. perioda grupas.

Jo periodos jonizācijas enerģija, elektronu afinitāte un elektronegativitāte palielinās no kreisās puses uz labo, un grupās samazinās no augšas uz leju; starp salīdzināmajiem elementiem slāpeklim ir vislielākā oksidējošā aktivitāte, bet francijam ir visspēcīgākais reducētājs.

Elementus, kuru atomi spēj uzrādīt tikai reducējošas īpašības, parasti sauc par metāliskiem (metāliem). Nemetālu elementu (nemetālu) atomiem var būt gan reducējošas, gan oksidējošas īpašības, taču tiem vairāk raksturīgas oksidējošās īpašības.

Metāli parasti ir elementi ar nelielu skaitu ārējo elektronu. Metāli ietver visus sānu grupu elementus, lantanīdus un aktinīdus, jo elektronu skaits šo elementu atomu ārējā slānī nepārsniedz 2. Galvenajās apakšgrupās ietilpst arī metāliskie elementi. 2. perioda galvenajās apakšgrupās Li un Be ir tipiski metāli. 2. periodā metālisko īpašību zudums notiek tad, kad ārējā elektroniskā slānī nonāk trešais elektrons – pārejas laikā uz boru. Pamatperiodu galvenajās apakšgrupās pastāv konsekventa robežas nobīde starp metāliem un nemetāliem par vienu pozīciju pa labi, jo palielinās elementu reducējošā aktivitāte atoma rādiusa palielināšanās dēļ. Tādējādi 3. periodā starp Ali un Si iet parastā robeža, kas sadala metālus un nemetālus, 4. periodā pirmais tipiskais nemetāls ir arsēns utt.

1. lapa

Elementu īpašību periodiska atkārtošanās ar pieaugošu atomu skaitu kļūst īpaši skaidra, ja elementi ir sakārtoti tabulas veidā, t.s. periodiskā tabula vai elementu periodiskā tabula. Ir ierosinātas un tiek izmantotas vairākas periodiskās tabulas formas.

Elementu ar pieaugošu atomu skaitu īpašību periodisku atkārtošanos var skaidri parādīt, sakārtojot elementus tabulā, ko sauc par elementu periodisko tabulu vai periodisko tabulu. Daudzi ir ierosināti un tiek izmantoti. dažādas formas periodiska sistēma.

Elementu īpašību periodiskas atkārtošanās princips nevarēja pieļaut, ka pastāv tikai viens, izolēts argona elements; Jābūt vairākām vai nevienai no šīm vienkāršajām vielām. Tomēr Ramzijs stingri iestājās par periodiskā likuma pozīciju, un tas, kā arī laboratorijas tehnoloģiju attīstība pagājušā gadsimta beigās noteica ātru atlikušo inerto gāzu grupas dalībnieku atklāšanu.

Kas izskaidro elementu īpašību periodisko atkārtošanos periodiskajā tabulā.

Kas izskaidro elementu īpašību periodisko atkārtošanos.

Pieņemot, ka elementu īpašību periodiska atkārtošanās ir saistīta ne tikai ar to masu (atomu svaru), bet arī ar pašu atomu kā veselu daļiņu kustības raksturu (to kustības ātrumu un virzienu), Flavitsky veido savu hipotēze, pamatojoties uz šādu pamatojumu: elementu periodiskums nav izskaidrojams ar to, kas tiek atkārtots iekšējā ēka atomi, bet gan tāpēc, ka atomu kā veselu daļiņu kustības raksturs periodiski mainās.

Tādējādi elementu īpašību periodiskas atkārtošanās iemesls ir to atomu elektronisko konfigurāciju periodiska atkārtošanās.

Atomu elektroniskās struktūras izpēte ļāva pierādīt, ka elementu īpašību periodiskas atkārtošanās iemesls ar pieaugošu atomu skaitu ir periodiska jaunu elektronisko apvalku veidošanas procesa atkārtošanās. Tajā pašā periodiskās tabulas grupā vienmēr ir iekļauti tie elementi, kuru atomu ārējos apvalkos ir vienāds elektronu skaits. Tādējādi visu inerto gāzu atomi, izņemot hēliju, ārējā apvalkā satur 8 elektronus un ir visgrūtāk jonizējami, savukārt sārmu metālu atomi ārējā apvalkā satur vienu elektronu un tiem ir viszemākais jonizācijas potenciāls. Sārmu metāli ar tikai vienu elektronu ārējā apvalkā var viegli to zaudēt, kļūstot par stabilu pozitīvā jona formu ar elektronisko konfigurāciju, kas līdzīga tuvākajai cēlgāzei ar mazāku atomskaitli. Tādi elementi kā fluors, hlors u.c., kas ārējo elektronu skaita ziņā tuvojas inerto gāzu konfigurācijai, gluži pretēji, mēdz iegūt elektronus un atveidot šo elektronisko konfigurāciju, pārvēršoties atbilstošā negatīvā jonā.

Periodi pēc D.I.Mendeļejeva tabulas trešdaļas ir garāki. Tomēr elementu īpašību periodiska atkārtošanās tiek saglabāta. Tas iegūst vairāk sarežģīts raksturs, sakarā ar pieaugošo fizisko un ķīmiskās īpašības elementi, jo tie palielinās atomu masas. Pirmo periodu atomu struktūras aplūkošana apstiprina, ka ierobežotais vietu skaits elektroniem katrā čaulā (Pauli izslēgšana), kas ieskauj kodolu, ir iemesls elementu īpašību periodiskai atkārtošanai. Šis periodiskums ir lielais dabas likums, ko pagājušā gadsimta beigās atklāja D.I.Mendeļejevs, un mūsdienās tas ir kļuvis par vienu no ne tikai ķīmijas, bet arī fizikas attīstības pamatiem.

Vērtības /j pakāpeniski palielinās, palielinoties Z, līdz Z sasniedz cēlgāzes vērtību un pēc tam samazinās līdz apmēram vienai ceturtdaļai no cēlgāzes vērtības, pārejot uz nākamo elementu. Citas īpašības - elementu blīvuma cietā stāvoklī - izmaiņu biežums ir parādīts attēlā. 5.13. Šī elementu īpašību periodiskā atkārtošanās ar pieaugošu sērijas numuru kļūst īpaši skaidra, ja elementi ir sakārtoti tabulas veidā, ko sauc par periodisko tabulu vai elementu periodisko sistēmu. Daudzi ir ierosināti un tiek izmantoti. dažādas formas periodiska sistēma.

Vienlaikus ar Ņūlendu de Šankurtuā tuvojās periodiskā likuma atklāšanai Francijā. Bet pretstatā jutekliskajam muzikālajam un skaņas attēlam, kas Ņūlendam kalpoja kā analoģija ar ķīmisko elementu modeli, ko viņš daļēji identificēja, franču dabaszinātnieks izmantoja abstraktu ģeometrisku attēlu: viņš salīdzināja elementu īpašību periodisku atkārtošanos, kas sakārtotas atbilstoši. līdz to atomu svara lielumam ar spirālveida līnijas tinumu (vis tellurique) a sānu virsma cilindrs.

Ideja par kodollādiņa lielumu kā atoma noteicošo īpašību veidoja D.I. Mendeļejeva periodiskā likuma mūsdienu formulējuma pamatu: ķīmisko elementu īpašības, kā arī šo elementu savienojumu formas un īpašības, ir periodiski atkarīgi no to atomu kodolu lādiņa lieluma. Tas ļāva izskaidrot elementu īpašību periodiskas atkārtošanās iemeslu, kas slēpjas atomu elektronisko konfigurāciju struktūras periodiskā atkārtošanā.

Tikai pēc atoma struktūras noskaidrošanas kļuva skaidrs elementu īpašību periodiskas atkārtošanās iemesli.