Aprakstiet ķīmisko elementu pēc atrašanās vietas. Elementa raksturojums pēc tā pozīcijas psche prezentācijā ķīmijas stundā (9. klase) par tēmu

Šajā nodarbībā jūs uzzināsiet par Mendeļejeva Periodisko likumu, kas apraksta vienkāršu ķermeņu īpašību izmaiņas, kā arī elementu savienojumu formas un īpašības atkarībā no to atomu masas lieluma. Apsveriet, kādā stāvoklī atrodas Periodiskā tabula var aprakstīt ķīmisko elementu.

Tēma: Periodiskais likums unD. I. Mendeļejeva ķīmisko elementu periodiskā tabula

Nodarbība: elementa apraksts pēc pozīcijas D. I. Mendeļejeva periodiskajā elementu tabulā

1869. gadā D.I.Mendeļejevs, pamatojoties uz datiem, kas uzkrāti par ķīmiskajiem elementiem, formulēja savu periodisko likumu. Tad tas izklausījās šādi: "Vienkāršu ķermeņu īpašības, kā arī elementu savienojumu formas un īpašības periodiski ir atkarīgas no elementu atomu masas lieluma."Ļoti ilgu laiku D. I. Mendeļejeva likuma fiziskā nozīme bija neskaidra. Viss nostājās savās vietās pēc atoma struktūras atklāšanas 20. gadsimtā.

Mūsdienīgs formulējums periodiskais likums: "Vienkāršu vielu īpašības, kā arī elementu savienojumu formas un īpašības periodiski ir atkarīgas no atoma kodola lādiņa lieluma."

Atoma kodola lādiņš vienāds ar skaitli protoni kodolā. Protonu skaits ir līdzsvarots ar elektronu skaitu atomā. Tādējādi atoms ir elektriski neitrāls.

Atoma kodola lādiņš V periodiskā tabula-Šo elementa sērijas numurs.

Perioda numurs rāda enerģijas līmeņu skaits, uz kuriem elektroni griežas.

Grupas numurs rāda valences elektronu skaits. Galveno apakšgrupu elementiem valences elektronu skaits ir vienāds ar elektronu skaitu ārējā enerģijas līmenī. Tieši valences elektroni ir atbildīgi par elementa ķīmisko saišu veidošanos.

8. grupas ķīmisko elementu – inerto gāzu – ārējā elektronu apvalkā ir 8 elektroni. Šāds elektronu apvalks ir enerģētiski labvēlīgs. Visi atomi cenšas piepildīt savu ārējo elektronu apvalku ar līdz pat 8 elektroniem.

Kādi atoma raksturlielumi periodiski mainās periodiskajā tabulā?

Atkārtojas ārējā elektroniskā nivelētāja struktūra.

Atoma rādiuss periodiski mainās. Grupā rādiuss palielinās pieaugot periodu skaitam, palielinoties enerģijas līmeņu skaitam. Periodā no kreisās uz labo atoma kodols pieaugs, bet pievilkšanās kodolam būs lielāka un līdz ar to arī atoma rādiuss samazinās.

Katrs atoms cenšas pabeigt pēdējo enerģijas līmeni.1.grupas elementiem pēdējā slānī ir 1 elektrons. Tāpēc viņiem ir vieglāk to atdot. Un 7. grupas elementiem ir vieglāk piesaistīt oktetam 1 trūkstošo elektronu. Grupā spēja atdot elektronus palielināsies no augšas uz leju, jo palielinās atoma rādiuss un samazinās pievilcība kodolam. Periodā no kreisās puses uz labo samazinās spēja atdot elektronus, jo samazinās atoma rādiuss.

Jo vieglāk elements atdala elektronus no sava ārējā līmeņa, jo lielākas ir tā metāliskās īpašības, un tā oksīdiem un hidroksīdiem ir lielākas pamata īpašības. Tas nozīmē, ka metāliskās īpašības grupās palielinās no augšas uz leju un periodos no labās uz kreiso pusi. Ar nemetāliskām īpašībām ir otrādi.

Rīsi. 1. Magnija atrašanās vieta tabulā

Grupā magnijs atrodas blakus berilijam un kalcijam. 1. att. Magnijs grupā ir zemāks par beriliju, bet augstāks par kalciju. Magnijam ir vairāk metālisku īpašību nekā berilijam, bet mazāk nekā kalcijam. Mainās arī tā oksīdu un hidroksīdu pamatīpašības. Šajā periodā nātrijs atrodas pa kreisi, bet alumīnijs - pa labi no magnija. Nātrijam būs vairāk metālisku īpašību nekā magnijam, un magnijam būs vairāk metālisku īpašību nekā alumīnijam. Tādējādi jūs varat salīdzināt jebkuru elementu ar tā kaimiņiem grupā un periodā.

Skābās un nemetāliskās īpašības mainās pretstatā pamata un metāla īpašībām.

Hlora raksturojums pēc tā stāvokļa D.I. Mendeļejeva periodiskajā tabulā.

Rīsi. 4. Hlora pozīcija tabulā

. Atomskaitlis 17 parāda protonu17 un elektronu17 skaitu atomā. 4. att. Atomu masa 35 palīdzēs aprēķināt neitronu skaitu (35-17 = 18). Hlors atrodas trešajā periodā, kas nozīmē, ka enerģijas līmeņu skaits atomā ir 3. Tas ir 7-A grupā un pieder pie p-elementiem. Šis ir nemetāls. Mēs salīdzinām hloru ar tā kaimiņiem grupā un periodā. Hlora nemetāliskās īpašības ir lielākas nekā sēram, bet mazākas nekā argonam. Hloram ir mazāk metālisku īpašību nekā fluoram un vairāk nekā bromam. Sadalīsim elektronus pa enerģijas līmeņiem un rakstīsim elektroniskā formula. Kopējais elektronu sadalījums izskatīsies šādi. Skatīt att. 5

Rīsi. 5. Hlora atoma elektronu sadalījums pa enerģijas līmeņiem

Nosakiet hlora augstāko un zemāko oksidācijas pakāpi. Augstākais oksidācijas līmenis ir +7, jo tas var atdot 7 elektronus no pēdējā elektronu slāņa. Zemākais oksidācijas līmenis ir -1, jo hlora pabeigšanai nepieciešams 1 elektrons. Augstāka oksīda Cl 2 O 7 (skābes oksīda) formula, ūdeņraža savienojums HCl.

Elektronu ziedošanas vai iegūšanas procesā atoms iegūst parastā maksa. Šo nosacīto maksu sauc .

- Vienkārši vielām ir oksidācijas pakāpe, kas vienāda ar nulle.

Preces var tikt izstādītas maksimums oksidācijas stāvoklis un minimums. Maksimums Elements uzrāda savu oksidācijas stāvokli, kad atdod visus tā valences elektronus no ārējā elektronu līmeņa. Ja valences elektronu skaits ir vienāds ar grupas numuru, tad maksimālais oksidācijas stāvoklis ir vienāds ar grupas numuru.

Rīsi. 2. Arsēna atrašanās vieta tabulā

Minimums Elementam būs oksidācijas stāvoklis pieņems visus iespējamos elektronus, lai pabeigtu elektronu slāni.

Apskatīsim oksidācijas pakāpju vērtības, kā piemēru izmantojot elementu Nr. 33.

Tas ir arsēns As Tas ir piektajā galvenajā apakšgrupā 2. att. Tā galīgajā elektronu līmenī ir pieci elektroni. Tas nozīmē, ka, tos atdodot, viņam oksidācijas pakāpe būs +5. Pirms elektronu slāņa pabeigšanas As atomam trūkst 3 elektronu. Tos piesaistot, tam būs oksidācijas pakāpe -3.

Metālu un nemetālu elementu izvietojums periodiskajā tabulā D.I. Mendeļejevs.

Rīsi. 3. Metālu un nemetālu izvietojums tabulā

IN pusē apakšgrupas ir visas metāli . Ja jūs garīgi vadāties diagonāli no bora līdz astatīnam , Tas augstāks no šīs diagonāles galvenajās apakšgrupās būs visi nemetāli , A zemāk šī diagonāle ir viss metāli . 3. att.

1. Nr.1-4 (125.lpp.) Rudzītis G.E. Neorganiskās un organiskā ķīmija. 8. klase: mācību grāmata vispārējās izglītības iestādēm: pamata līmenis/ G. E. Rudzītis, F. G. Feldmanis. M.: Apgaismība. 2011, 176 lpp.: ill.

2. Kādi atoma raksturlielumi mainās ar periodiskumu?

3. Raksturojiet ķīmisko elementu skābekli atbilstoši tā pozīcijai D.I.Mendeļejeva periodiskajā tabulā.

Ķīmiskā elementa raksturojums.

Plānojiet ķīmiskā elementa raksturojumu pēc tā stāvokļa periodiskajā tabulā.

Elementa pozīcija periodiskajā tabulā. Periods, grupa, apakšgrupa. Sērijas numurs, kodollādiņš, protonu skaits, elektronu skaits, neitronu skaits. Elektroniskā struktūra atoms. Iespējamie atoma valences stāvokļi. Metāls, nemetāls, amfotērisks metāls. Elementa augstākais oksīds, tā raksturs. Elementa hidroksīds, tā raksturs. Sāls formulu piemērs. Ūdeņraža savienojumi.

Ķīmiskā elementa-metāla raksturojums, pamatojoties uz tā atrašanās vietu periodiskajā tabulā.

Apskatīsim ķīmiskā elementa-metāla īpašības atbilstoši tā pozīcijai periodiskajā tabulā, kā piemēru izmantojot litiju.

Litijs Ї ir periodiskās sistēmas I grupas galvenās apakšgrupas 2. perioda elements, IA vai apakšgrupas elements. sārmu metāli. Litija atoma struktūru var atspoguļot šādi: 3Li Ї 2з, 1з. Litija atomiem būs spēcīgas reducējošās īpašības: tie viegli atdos savu vienīgo ārējo elektronu un rezultātā saņems oksidācijas pakāpi (s.o.) +1. Šīs litija atomu īpašības būs mazāk izteiktas nekā nātrija atomiem, kas ir saistīts ar atomu rādiusa palielināšanos: Žurka (Li)< Rат (Na). Восстановительные свойства атомов лития выражены сильнее, чем у бериллия, что связано и с числом внешних электронов, и с расстоянием от ядра до внешнего уровня. Литий Ї простое вещество, представляет собой металл, а, следовательно, имеет металлическую кристаллическую решетку и металлическую химическую связь. Заряд иона лития: не Li+1 (так указывают с. о.), а Li+. Общие fizikālās īpašības metāli, kas izriet no to kristāliskās struktūras: elektriskā un siltumvadītspēja, kaļamība, lokanība, metālisks spīdums utt. Litijs veido oksīdu ar formulu Li2O Ї tas ir sāli veidojošs bāzisks oksīds. Šis savienojums veidojas jonu ķīmiskās saites Li2+O2- dēļ, mijiedarbojas ar ūdeni, veidojot sārmu. Litija hidroksīda formula ir LiOH. Šī ir bāze un sārms. Ķīmiskās īpašības: mijiedarbība ar skābēm, skābju oksīdiem un sāļiem. Nav sārmu metālu apakšgrupā vispārējā formula"Gaistošie savienojumi". Šie metāli neveido gaistošus ūdeņraža savienojumus. Metālu savienojumi ar ūdeņraža Ї binārajiem savienojumiem jonu tips ar formulu M+H.

Ģenētiskā sērija metāls

Metāla ģenētiskās sērijas pazīmes:

Tas pats ķīmiskais elements - metāls; dažādas formasšī ķīmiskā elementa esamība: vienkārša viela un savienojumi Ї oksīdi, bāzes, sāļi; dažādu klašu vielu savstarpēja pārveidošana.

Rezultātā mēs varam pierakstīt litija ģenētisko sēriju:

Nemetāla ķīmiskā elementa raksturojums, pamatojoties uz tā atrašanās vietu periodiskajā tabulā.

Apskatīsim nemetāla ķīmiskā elementa īpašības atkarībā no tā stāvokļa periodiskajā tabulā, kā piemēru izmantojot fosforu.

Fosfors Ї ir 3. perioda elements, periodiskās tabulas V grupas galvenā apakšgrupa jeb VA grupa. Fosfora atoma struktūru var atspoguļot, izmantojot šādu apzīmējumu: 15P 2z, 8z, 5z. No tā izriet, ka fosfora atomi, kā arī vienkāršas vielas, ko veido šis elements, var uzrādīt abas oksidējošās īpašības, kā rezultātā rodas s. O. –3 (šādiem savienojumiem būs parastais nosaukums"fosfīdi") un reducējošās īpašības (ar fluoru, skābekli un citiem elektronnegatīvākiem elementiem), tādējādi iegūstot s. o., vienāds ar +3 un +5. Piemēram, fosfora (III) hlorīdu formulas ir PCl3. Fosfors ir spēcīgāks oksidētājs nekā silīcijs, bet mazāk stiprs par sēru un, gluži pretēji, ir reducētājs. Fosfors ir spēcīgāks reducētājs nekā arsēns, bet mazāk spēcīgs nekā arsēns, un otrādi attiecībā uz oksidējošām īpašībām. Fosfors veido vairākas vienkāršas vielas, t.i., šim elementam piemīt alotropijas īpašība. Fosfors veido augstāku oksīdu ar formulu P2O5. Šis oksīds ir skābs un attiecīgi Ķīmiskās īpašības: mijiedarbība ar sārmiem, bāzes oksīdiem un ūdeni. Fosfors veido citu oksīdu P2O3. Augstāks fosfora hidroksīds H3PO4 ir tipiska skābe. To vispārīgās ķīmiskās īpašības: mijiedarbība ar metāliem, bāzes oksīdiem, bāzēm un sāļiem. Fosfors veido gaistošu ūdeņraža savienojumu fosfīnu RH3.

Nemetāla ģenētiskā sērija

Nemetāla ģenētiskās sērijas pazīmes:

tas pats ķīmiskais elements - nemetāls;

dažādas šī elementa pastāvēšanas formas: vienkāršas vielas (allotropija) un savienojumi: oksīdi, bāzes, sāļi, ūdeņraža savienojumi;

dažādu klašu vielu savstarpēja pārveidošana.

Pamatojoties uz šī vispārinājuma rezultātiem, mēs varam pierakstīt fosfora ģenētisko sēriju:

P→Mg3P2→PH3→P2O5→H3PO4→Na3PO4

Pārejas elementa raksturojums, pamatojoties uz tā pozīciju periodiskajā tabulā. Amfotērisks. Amfoteritātes un pārejas metālu jēdziens.

Dažu ķīmisko elementu hidroksīdiem būs divējādas īpašības - gan bāziskas, gan skābas, atkarībā no pamataģenta. Šādus hidroksīdus sauc par amfotēriem, un elementus sauc par pāreju. To oksīdiem ir līdzīgs raksturs.

Piemēram, cinkam: Zn(OH)2 = H2ZnO2, un attiecīgi tiek uzrakstīts sastāva sāls Na2ZnO2.

Kompleksu formulu pierakstīšanu apgrūtina zināšanu trūkums par tiem un formulu sarežģītība, savukārt meta-alumīnija NaAlO2 formula ir apziņa, ka sāls ar šādu formulu veidojas, tikai sakausējot cietiem sārmiem un oksīdu vai hidroksīdu. . Mēs iesakām to uzrakstīt vienkārši: Al(OH)3 = H3AlO3 un attiecīgi ortoalumināta Na3AlO3 formulu.

Alumīnija raksturojums pēc tā stāvokļa periodiskajā tabulā

Alumīnijs Ї ir 3. perioda elements, III grupas vai IIIA grupas galvenā apakšgrupa. Alumīnija atoma struktūru var atspoguļot, izmantojot šādu apzīmējumu: 13Al 2e, 8e, 3e. No tā izriet, ka alumīnija atomiem, tāpat kā alumīnijam kā vienkāršai vielai, ir spēcīgas reducējošās īpašības, kā rezultātā rodas s. O. +3. Reducējamību un metāliskās īpašības salīdzinājumā ar kaimiņiem pēc perioda un grupām var atspoguļot, izmantojot šādus ierakstus:

Tiek samazinātas metāliskās un reducējošās īpašības

Tiek uzlabotas nemetāliskās un oksidējošās īpašības

Alumīnijs ir vienkārša viela, tas ir metāls. Tāpēc to raksturo metālisks kristāla šūna(un atbilstošās fizikālās īpašības) un metālu ķīmiskā saite, kuras veidošanās shēmu var uzrakstīt šādi: Al0 (atoms) Ї 3з ↔ Al3+ (jons). Jons ir lādēta daļiņa, kas veidojas, kad atoms vai atomu grupa atsakās vai pieņem elektronus. Alumīnija oksīds Al2O3 Ї ir sāli veidojošs amfoterisks oksīds. Attiecīgi tas mijiedarbojas ar skābēm un skābiem oksīdiem, ar sārmiem un bāzes oksīdiem, bet ne ar ūdeni. Alumīnija hidroksīds Al(OH)3 = H3AlO3 Ї ir nešķīstošs amfoterisks hidroksīds. Attiecīgi, karsējot, tas sadalās un mijiedarbojas ar skābēm un sārmiem.

Alumīnija ģenētiskā sērija

Al→Al2O3→Al(OH)3→AlСl3

Metāla atomiem ārējā elektroniskā līmenī ir neliels elektronu skaits, tāpēc tiem ir raksturīga reducējošu īpašību izpausme. Metāla ģenētiskā sērija: metāls → bāzes oksīds→ bāze → sāls. Nemetālu atomos ārējā elektroniskā līmenī liels daudzums elektroni nekā metālu atomi, tāpēc lielākajā daļā savienojumu un transformāciju tiem piemīt oksidējošas īpašības. Nemetāla ģenētiskā sērija: nemetāls → skābs oksīds → skābe → sāls. Dažu ķīmisko elementu hidroksīdiem būs divas īpašības - gan bāziskas, gan skābas - atkarībā no pamataģenta. Šādus hidroksīdus sauc par amfotēriem, un elementus sauc par pāreju. To oksīdiem ir līdzīgs raksturs.

Visus ķīmiskos elementus var raksturot atkarībā no to atomu struktūras, kā arī to atrašanās vietas D.I periodiskajā tabulā. Mendeļejevs. Parasti ķīmisko elementu raksturo saskaņā ar šādu plānu:

• norāda ķīmiskā elementa simbolu, kā arī tā nosaukumu;
• pamatojoties uz elementa pozīciju periodiskajā tabulā D.I. Mendeļejevs norāda tā kārtas numuru, perioda numuru un grupu (apakšgrupas veidu), kurā elements atrodas;
• pamatojoties uz atoma uzbūvi, norāda kodola lādiņu, masas skaitu, elektronu, protonu un neitronu skaitu atomā;
• reģistrē elektronisko konfigurāciju un norāda valences elektronus;
• ieskicēt elektronu grafiskās formulas valences elektroniem zemes un ierosinātajos (ja iespējams) stāvokļos;
• norāda elementa saimi, kā arī tā veidu (metāla vai nemetāla);
• norādiet augstāko oksīdu un hidroksīdu formulas ar īss apraksts to īpašības;
• norāda ķīmiskā elementa minimālā un maksimālā oksidācijas pakāpes vērtības.

Ķīmiskā elementa raksturojums, kā piemēru izmantojot vanādiju (V).

Apskatīsim ķīmiskā elementa īpašības, izmantojot vanādiju (V) kā piemēru saskaņā ar iepriekš aprakstīto plānu:

1. V – vanādijs.

2. Kārtas skaitlis – 23. Elements atrodas 4. periodā, V grupā, A (galvenajā) apakšgrupā.

3. Z=23 (kodollādiņš), M=51 (masas skaitlis), e=23 (elektronu skaits), p=23 (protonu skaits), n=51-23=28 (neitronu skaits).

4. 23 V 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 4s 2 – elektroniskā konfigurācija, valences elektroni 3d 3 4s 2.

5. Zemes stāvoklis

Satraukts stāvoklis

6. d-elements, metāls.

7. Augstākam oksīdam - V 2 O 5 - piemīt amfoteriskas īpašības, pārsvarā skābās:

V 2 O 5 + 2 NaOH = 2 NaVO 3 + H 2 O

V 2 O 5 + H 2 SO 4 = (VO 2) 2 SO 4 + H 2 O (pH<3)

Vanādijs veido šāda sastāva hidroksīdus: V(OH) 2, V(OH) 3, VO(OH) 2. V(OH) 2 un V(OH) 3 raksturo pamata īpašības (1, 2), un VO(OH) 2 ir amfoteriskas īpašības (3, 4):

V(OH) 2 + H 2 SO 4 = VSO 4 + 2H 2 O (1)

2 V(OH) 3 + 3 H 2 SO 4 = V 2 (SO 4) 3 + 6 H 2 O (2)

VO(OH) 2 + H 2 SO 4 = VOSO 4 + 2 H 2 O (3)

4 VO(OH) 2 + 2KOH = K 2 + 5 H 2 O (4)

8. Minimālais oksidācijas līmenis ir “+2”, maksimālais ir “+5”

Problēmu risināšanas piemēri

1. PIEMĒRS

Vingrinājums

Aprakstiet ķīmisko elementu fosforu

Risinājums

1. P – fosfors. 2. Kārtas skaitlis – 15. Elements atrodas 3. periodā, V grupā, A (galvenajā) apakšgrupā. 3. Z=15 (kodollādiņš), M=31 (masas skaitlis), e=15 (elektronu skaits), p=15 (protonu skaits), n=31-15=16 (neitronu skaits). 4. 15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 – elektroniskā konfigurācija, valences elektroni 3s 2 3p 3. 5. Zemes stāvoklis Satraukts stāvoklis 6. p-elements, nemetāls. 7. Augstākam oksīdam - P 2 O 5 - piemīt skābas īpašības: P 2 O 5 + 3Na 2 O = 2Na 3 PO 4 Hidroksīdam, kas atbilst augstākajam oksīdam - H 3 PO 4, ir skābas īpašības: H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O 8. Minimālais oksidācijas līmenis ir “-3”, maksimālais ir “+5”

2. PIEMĒRS

Vingrinājums	Aprakstiet ķīmisko elementu kālijs
Risinājums	1. K – kālijs. 2. Kārtas skaitlis – 19. Elements atrodas 4. periodā, I grupā, A (galvenajā) apakšgrupā.

Visa dabas daudzveidība mums apkārt sastāv no salīdzinoši neliela skaita ķīmisko elementu kombinācijām. Kādas ir ķīmiskā elementa īpašības un kā tas atšķiras no vienkāršas vielas?

Ķīmiskais elements: atklāšanas vēsture

Dažādos vēstures laikmetos jēdzienam “elements” bija atšķirīga nozīme. Senie grieķu filozofi par tādiem "elementiem" uzskatīja 4 "elementus" - siltumu, aukstumu, sausumu un mitrumu. Apvienojot pa pāriem, viņi veidoja četrus “principus” visam pasaulē - uguns, gaisa, ūdens un zemes.

17. gadsimtā R. Boils norādīja, ka visi elementi pēc būtības ir materiāli un to skaits var būt diezgan liels.

1787. gadā franču ķīmiķis A. Lavuazjē izveidoja “Vienkāršo ķermeņu tabulu”. Tas ietvēra visus tajā laikā zināmos elementus. Pēdējie tika saprasti kā vienkārši ķermeņi, kurus ar ķīmiskām metodēm nevarēja sadalīt vēl vienkāršākos. Pēc tam izrādījās, ka tabulā ir iekļautas arī dažas sarežģītas vielas.

Līdz brīdim, kad D.I.Mendeļejevs atklāja periodisko likumu, bija zināmi tikai 63 ķīmiskie elementi. Zinātnieka atklājums ne tikai noveda pie sakārtotas ķīmisko elementu klasifikācijas, bet arī palīdzēja paredzēt jaunu, vēl neatklātu elementu esamību.

Rīsi. 1. A. Lavuazjē.

Kas ir ķīmiskais elements?

Ķīmiskais elements ir noteikta veida atoms. Pašlaik ir zināmi 118 ķīmiskie elementi. Katrs elements ir apzīmēts ar simbolu, kas apzīmē vienu vai divus burtus no tā latīņu nosaukuma. Piemēram, elementu ūdeņradis apzīmē ar latīņu burtu H un formulu H 2 - elementa Hidrogēnija latīņu nosaukuma pirmo burtu. Visiem diezgan labi izpētītiem elementiem ir simboli un nosaukumi, kas atrodami periodiskās tabulas galvenajā un mazajā apakšgrupā, kur tie visi ir sakārtoti noteiktā secībā.

Ir daudz veidu sistēmu, bet vispārpieņemtā ir D. I. Mendeļejeva ķīmisko elementu periodiskā tabula, kas ir D. I. Mendeļejeva periodiskā likuma grafiska izpausme. Parasti tiek izmantotas periodiskās tabulas īsās un garās formas.

Rīsi. 2. D. I. Mendeļejeva elementu periodiskā tabula.

Kāda ir galvenā iezīme, pēc kuras atoms tiek klasificēts kā īpašs elements? D.I.Mendeļejevs un citi 19.gadsimta ķīmiķi par atoma galveno pazīmi uzskatīja masu par tā stabilāko raksturlielumu, tāpēc Periodiskajā tabulā elementi ir sakārtoti atomu masas pieauguma secībā (ar dažiem izņēmumiem).

Saskaņā ar mūsdienu koncepcijām galvenā atoma īpašība, kas to saista ar konkrētu elementu, ir kodola lādiņš. Tātad ķīmiskais elements ir atomu veids, ko raksturo noteikta ķīmiskā elementa daļas vērtība (izmērs) - kodola pozitīvais lādiņš.

No visiem 118 esošajiem ķīmiskajiem elementiem lielākā daļa (apmēram 90) ir atrodami dabā. Pārējos iegūst mākslīgi, izmantojot kodolreakcijas. Elementus 104-107 sintezēja Dubnas pilsētas Apvienotā kodolpētniecības institūta fiziķi. Pašlaik turpinās darbs pie ķīmisko elementu ar lielāku atomu skaitu mākslīgas ražošanas.

Visi elementi ir sadalīti metālos un nemetālos. Vairāk nekā 80 elementi ir klasificēti kā metāli. Tomēr šis sadalījums ir nosacīts. Noteiktos apstākļos dažiem metāliem var būt nemetāla īpašības, un dažiem nemetāliem var būt metāliskas īpašības.

Dažādu elementu saturs dabas objektos ir ļoti atšķirīgs. 8 ķīmiskie elementi (skābeklis, silīcijs, alumīnijs, dzelzs, kalcijs, nātrijs, kālijs, magnijs) veido 99% no zemes garozas masas, visi pārējie - mazāk par 1%. Lielākā daļa ķīmisko elementu ir dabā sastopami (95), lai gan daži sākotnēji tika ražoti mākslīgi (piemēram, prometijs).

Ir jānošķir jēdzieni “vienkārša viela” un “ķīmisks elements”. Vienkāršai vielai ir raksturīgas noteiktas ķīmiskās un fizikālās īpašības. Ķīmiskās transformācijas procesā vienkārša viela zaudē daļu no savām īpašībām un elementa formā nonāk jaunā vielā. Piemēram, slāpeklis un ūdeņradis, kas ir daļa no amonjaka, tajā atrodas nevis vienkāršu vielu, bet gan elementu veidā.

Daži elementi ir apvienoti grupās, piemēram, organogēni (ogleklis, skābeklis, ūdeņradis, slāpeklis), sārmu metāli (litijs, nātrijs, kālijs u.c.), lantanīdi (lantāns, cērijs utt.), halogēni (fluors, hlors, broms). uc), inerti elementi (hēlijs, neons, argons)

Norādiet elementa nosaukumu un tā apzīmējumu. Nosakiet elementa sērijas numuru, perioda numuru, grupu, apakšgrupu. Norādiet sistēmas parametru fizisko nozīmi - sērijas numurs, perioda numurs, grupas numurs. Pamato pozīciju apakšgrupā.

Norādiet elektronu, protonu un neitronu skaitu elementa atomā, kodola lādiņu un masas skaitli.

Sastādiet pilnu elementa elektronisko formulu, nosakiet elektronisko saimi, klasificējiet vienkāršo vielu kā metālu vai nemetālu.

Grafiski attēlo elementa elektronisko struktūru (vai pēdējos divus līmeņus).

Norādiet valences elektronu skaitu un veidu.

Grafiski attēlo visus iespējamos valences stāvokļus.

Uzskaitiet visas iespējamās valences un oksidācijas pakāpes.

Uzrakstiet oksīdu un hidroksīdu formulas visiem valences stāvokļiem. Norādiet to ķīmisko raksturu (atbalstiet savu atbildi ar atbilstošo reakciju vienādojumiem).

Norādiet ūdeņraža savienojuma formulu.

Nosauciet šī elementa piemērošanas jomu

Risinājums. PSE elements ar sērijas numuru 21 atbilst skandijam.

1. Elements atrodas IV periodā. Perioda skaitlis nozīmē enerģijas līmeņu skaitu šī elementa atomā, tam ir 4. Skandijs atrodas 3. grupā - ārējā līmenī ir 3 elektroni; sānu apakšgrupā. Līdz ar to tā valences elektroni atrodas 4s un 3d apakšlīmenī. Ir d-elements. Atomskaitlis skaitliski sakrīt ar atoma kodola lādiņu.

2. Skandija atoma kodola lādiņš ir +21.

Katrs protonu un elektronu skaits ir 21.

Neitronu skaits A-Z= 45-21=24.

Atoma vispārējais sastāvs: ().

3. Pilna elektroniskā skandija formula:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 vai īsā formā: 3d 1 4s 2

Elektroniskā saime: d-elements, jo tas ir d-orbitāles piepildīšanas stadijā. Atoma elektroniskā struktūra beidzas ar s-elektroniem, tāpēc skandijs uzrāda metāliskas īpašības; vienkārša viela ir metāls.

4. Elektroniskā grafiskā konfigurācija izskatās šādi:

5. Tā ierosinātajā stāvoklī ir trīs valences elektroni (divi 4s un viens 3d apakšlīmenī)

6. Iespējamie valences stāvokļi, ko nosaka nepāra elektronu skaits:

Pamata stāvoklī:

s lpp d

Satrauktā stāvoklī:

s lpp d

spinvalence ir 3 (viens nesapārots d elektrons un divi nesapāroti s elektroni)

7. Iespējamās valences šajā gadījumā nosaka nepāra elektronu skaits: 1, 2, 3 (vai I, II, III). Iespējamie oksidācijas stāvokļi (atspoguļo pārvietoto elektronu skaitu) +1, +2, +3. Raksturīgākā un stabilākā valence ir III, oksidācijas pakāpe +3. Tikai viena elektrona klātbūtne d stāvoklī izraisa zemu d 1 s 2 konfigurācijas stabilitāti. Skandijam un tā analogiem atšķirībā no citiem d-elementiem ir nemainīgs oksidācijas stāvoklis +3, tas ir augstākais oksidācijas stāvoklis un atbilst grupas numuram.

8. Oksīdu formulas un to ķīmiskā būtība: augstākā oksīda forma ir Sc 2 O 3 (amfotēriska).

Hidroksīdu formulas: Sc(OH) 3 – amfotērisks.

Reakciju vienādojumi, kas apstiprina oksīdu un hidroksīdu amfoterisko raksturu:

Sc(Ak!) 3 +3 KON = K 3 [ Sc(Ak!) 6 ] (heksa Kālija hidroksikandiāts )

2 Sc(Ak!) 3 + 3 N 2 SO 4 = 6 N 2 O +Sc 2 (SO 4 ) 3 (skandija sulfāts)

9. Tas neveido savienojumu ar ūdeņradi, jo atrodas sānu apakšgrupā un ir d-elements.

10. Skandija savienojumus izmanto pusvadītāju tehnoloģijā.

6. piemērs. Kuram no diviem elementiem, mangānam vai bromam, ir spēcīgākas metāliskās īpašības?

Risinājums.Šie elementi atrodas ceturtajā periodā. Pierakstīsim viņu elektroniskās formulas:

25 Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5

35 Br 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5

Mangāns ir d-elements, tas ir, sekundārās apakšgrupas elements, un broms ir tās pašas grupas galvenās apakšgrupas p-elements. Ārējā elektroniskā līmenī mangāna atomam ir tikai divi elektroni, bet broma atomam ir septiņi. Mangāna atoma rādiuss ir mazāks par broma atoma rādiusu ar tādu pašu elektronu čaulu skaitu.

Kopīgs modelis visām grupām, kas satur p- un d-elementus, ir metālisko īpašību pārsvars d-elementos. Tādējādi mangānam ir izteiktākas metāliskas īpašības nekā bromam.

7. piemērs. Kurš no diviem hidroksīdiem ir spēcīgākā bāze a) Sr(Ak!) 2 vai Ba(Ak!) 2 ; b) Ca(Ak!) 2 vai Fe(Ak!) 2 V) Sr(Ak!) 2 vai Cd(Ak!) 2 ?

Risinājums. Jo lielāks ir jona lādiņš un mazāks rādiuss, jo spēcīgāk tas notur citus jonus. Šajā gadījumā hidroksīds būs vājāks, jo tam ir mazāka disociācijas spēja.

a) Tāda paša lādiņa joniem ar līdzīgu elektronisko struktūru, jo lielāks rādiuss, jo vairāk elektronisko slāņu jons satur. Galveno apakšgrupu elementiem (s- un p-) jonu rādiuss palielinās, palielinoties elementa atomu skaitam. Tāpēc Ba(Ak!) 2 ir spēcīgāks iemesls nekā Sr(Ak!) 2 .

b) Viena perioda laikā jonu rādiusi samazinās, pārejot no s- un p-elementiem uz d-elementiem. Šajā gadījumā elektronisko slāņu skaits nemainās, bet palielinās kodola lādiņš. Tāpēc pamats Ca(Ak!) 2 stiprāks par Fe(Ak!) 2 .

c) Ja elementi atrodas vienā periodā, vienā grupā, bet dažādās apakšgrupās, tad galvenās apakšgrupas elementa atoma rādiuss ir lielāks par sekundārās apakšgrupas elementa atoma rādiusu. Līdz ar to pamats Sr(Ak!) 2 stiprāks par Cd(Ak!) 2 .

8. piemērs. Kāda veida slāpekļa AO hibridizācija raksturo jonu un molekulas veidošanos? N.H. 3 ? kāda ir šo daļiņu telpiskā struktūra?

Risinājums. Gan amonija jonā, gan amonjaka molekulā slāpekļa atoma valences elektronu slānis satur četrus elektronu pārus. Tāpēc abos gadījumos slāpekļa atoma elektronu mākoņi būs maksimāli attālināti viens no otra sp 3 hibridizācijas laikā, kad to asis ir vērstas pret tetraedra virsotnēm. Turklāt jonā visas tetraedra virsotnes aizņem ūdeņraža atomi, tāpēc šim jonam ir tetraedriska konfigurācija ar slāpekļa atomu tetraedra centrā.

Kad veidojas amonjaka molekula, ūdeņraža atomi aizņem tikai trīs tetraedra virsotnes, un slāpekļa atoma vientuļā elektronu pāra elektronu mākonis ir vērsts pret ceturto virsotni. Iegūtais skaitlis ir trigonāla piramīda ar slāpekļa atomu tās virsotnē un ūdeņraža atomiem pamatnes virsotnēs.

9. piemērs. Izskaidrojiet no MO metodes viedokļa molekulārā jona pastāvēšanas iespējamību un molekulas pastāvēšanas neiespējamību Nav 2 .

Risinājums. Molekulārajam jonam ir trīs elektroni. Šī jona veidošanās enerģijas shēma, ņemot vērā Pauli principu, parādīta 21. attēlā.

Rīsi. 21. Jonu veidošanās enerģijas diagramma.

Saistošajai orbitālei ir divi elektroni, bet antisaites orbitālei ir viens. Tāpēc saites daudzveidība šajā jonā ir (2-1)/2 = 0,5, un tai jābūt enerģētiski stabilai.

Gluži pretēji, molekula Nav 2 jābūt enerģētiski nestabiliem, jo ​​no četriem elektroniem, kas jānovieto uz MO, divi aizņems savienojošo MO, bet divi - antisaistošo MO. Tāpēc molekulas veidošanās Nav 2 netiks pavadīts ar enerģijas atbrīvošanos. Saites reizinājums šajā gadījumā ir nulle — molekula neveidojas.

10. piemērs. Kura no molekulām IN 2 vai AR 2 ko raksturo lielāka disociācijas enerģija atomos? Salīdziniet šo molekulu magnētiskās īpašības.

Risinājums. Sastādīsim šo molekulu veidošanās enerģijas diagrammas (22. att.).

Rīsi. 22. Enerģijas shēma molekulu veidošanai IN 2 Un AR 2 .

Kā redzams, molekulā IN 2 atšķirība starp saišu skaitu un antisaites elektronu skaitu ir divi, un molekulā AR 2 – četri; tas atbilst saišu daudzveidībai attiecīgi 1 un 2. Tāpēc molekula AR 2 . kam raksturīga lielāka saišu daudzveidība starp atomiem, jābūt spēcīgākai. Šis secinājums atbilst eksperimentāli noteiktajām disociācijas enerģijas vērtībām molekulāros atomos IN 2 (276 kJ/mol) un AR 2 (605 kJ/mol).

Molekulā IN 2 divi elektroni atrodas, saskaņā ar Hunda likumu, divās π 2p orbitālēs. Divu nepāra elektronu klātbūtne piešķir šai molekulai paramagnētiskas īpašības. Molekulā AR 2 visi elektroni ir savienoti pārī, tāpēc šī molekula ir diamagnētiska.

11. piemērs. Kā elektroni tiek sadalīti starp MO molekulā? CN un molekulārā jona CN - , veidota pēc shēmas: C - + N → CN - . Kurai no šīm daļiņām ir īsākais saites garums?

Risinājums. Sastādot enerģētiskās shēmas aplūkojamo daļiņu veidošanai (23. att.), secinām, ka saišu daudzveidība CN Un CN - attiecīgi vienāds ar 2.5 un 3. Īsāko saites garumu raksturo jons CN - , kurā saišu daudzveidība starp atomiem ir vislielākā.

Rīsi. 23. Enerģētikas shēmas

molekulu veidošanās CN un molekulāro jonu CN - .

12. piemērs. Kāda veida kristāla režģis ir raksturīgs vienkāršai cietai vielai, ko veido elements ar atomu skaitu 22?

Risinājums. Saskaņā ar PSE D.I. Mendeļejeva, mēs nosakām elementu ar doto sērijas numuru un sastādām tā elektronisko formulu.

Titāns 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2

Titāns ir d-elements, un tā ārējā apvalkā ir divi elektroni. Tas ir tipisks metāls. Titāna kristālā starp atomiem, kuru ārējā valences līmenī ir divi elektroni, rodas metāliska saite. Kristāla režģa enerģija ir zemāka par kovalento kristālu režģa enerģiju, bet ievērojami augstāka nekā molekulāro kristālu enerģija. Titāna kristālam ir augsta elektriskā un siltuma vadītspēja, tas spēj deformēties bez iznīcināšanas, tam ir raksturīgs metālisks spīdums, un tam ir augsta mehāniskā izturība un kušanas temperatūra.

13. piemērs. Kāda ir atšķirība starp kristāla struktūru CaF 2 no kristāla struktūras Ca Un F 2 ? Kāda veida saites pastāv šo vielu kristālos? Kā tas ietekmē to īpašības?

Risinājums. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 Ca– tipiskam metālam, s-elementam, ārējā enerģijas līmenī ir divi valences elektroni. Veido metālisku kristāla struktūru ar izteiktu metālisku saiti. Tam ir metālisks spīdums, elektriskā un siltuma vadītspēja, un tas ir plastmasa.

1s 2 2s 2 2p 5 F 2 – tipiskam nemetālam, p-elementam, ārējā enerģijas līmenī ir tikai viens nepāra elektrons, kas nav pietiekami, lai izveidotu spēcīgus kovalentos kristālus. Fluora atomi ar kovalentām saitēm ir savienoti divatomiskās molekulās, kas starpmolekulāro mijiedarbības spēku ietekmē veido molekulāro kristālu. Tas ir trausls, viegli sublimējas, ar zemu kušanas temperatūru un ir izolators.

Kad veidojas kristāls CaF 2 starp atomiem Ca Un F veidojas jonu saite, jo elektronegativitātes atšķirība starp tām ir diezgan liela EO = 4 (14. tabula). Tā rezultātā veidojas jonu kristāls. Viela šķīst polāros šķīdinātājos. Normālā temperatūrā tas ir izolators, paaugstinoties temperatūrai, pastiprinās punktveida defekti kristālā (termiskās kustības dēļ joni atstāj kristāla režģa mezglus un pārvietojas uz spraugām vai uz kristāla virsmu). Kad kristāls nonāk elektriskajā laukā, tiek novērota virzīta jonu kustība uz aizejošā jona veidotajām vakancēm. Tas nodrošina kristāla jonu vadītspēju CaF 2 .