Plan for lov og periodisk elementsystem. Periodisk lov D

• Plan.

• 1. Periodisk lov D.I. Mendeleev og hans generelle vitenskapelige og filosofiske betydning.

• 2. Det periodiske systemet og serienummeret til et grunnstoff som dets viktigste kjennetegn. Perioder og grupper.

• 3.Endre egenskapene til grunnstoffene i det periodiske systemet.

• 4. Plasseringen av metaller og ikke-metaller i det periodiske systemet.

1. Periodisk lov (D.I. Mendeleev, 1869)

• Egenskapene til elementer, så vel som formene og egenskapene til deres forbindelser, avhenger periodisk av størrelsen på ladningen til kjernene til atomene deres

Hvorfor gjentas egenskapene til elementer med jevne mellomrom?

• Med økende atomladning i grunnstoffer antallet og fordelingen av valenselektroner gjentas med jevne mellomrom, som egenskapene til elementer i stor grad avhenger av

2. Periodisk system for grunnstoffer

• Dette er en grafisk fremstilling av den periodiske loven. I det periodiske systemet skilles horisontale (periode) og vertikale (gruppe) retninger.

Periode

En horisontal rad med elementer der samme antall energinivåer er fylt med elektroner. III periode: Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar – atomene til disse elementene fyller 3 energinivåer. Det er 7 perioder i det periodiske systemet: 1,2,3 – liten (består av en rad); 4,5,6,7 – stor (har to rader); 7. periode – uferdig.

Gruppe

• En vertikal rad med elementer som har samme antall valenselektroner, lik gruppenummeret, og samme maksimale valens. Det er 8 grupper i systemet. Avhengig av hvordan valenselektronene til elementene er fordelt, er gruppen delt inn i to undergrupper: hoved- og sekundær.

Undergruppe

• En vertikal rad med elementer som har samme antall og fordeling av valenselektroner, og derfor lignende egenskaper.

Hovedundergruppe - gruppe "A"

• En vertikal rad med elementer der alle valenselektroner er plassert i det siste nivået. Hovedundergruppen inkluderer elementer fra store og små perioder.

Sideundergruppe "B"

• En vertikal rad med elementer der det, uavhengig av gruppenummer, ikke er mer enn 2 elektroner på siste nivå, de resterende valenselektronene er plassert på nest siste nivå. De sekundære undergruppene inkluderer elementer av bare lange perioder

Periodesystemet og atomstruktur

• 1. Atomnummeret til et grunnstoff angir den positive ladningen til kjernen, antall protoner i kjernen og antall elektroner i atomet.

• 2. Periodetallet angir antall energinivåer i atomet.

• 3. Gruppetall for alle elementer, med noen unntak, angir antall valenselektroner, for elementer i hovedundergruppene - antall ytre elektroner.

3.

• ENDRINGER I EGENSKAPER TIL ELEMENTER I DET PERIODISKE SYSTEM

Atomradius, r

• I en periode fra venstre til høyre avtar atomets radius litt, pga Med samme antall energinivåer, som et resultat av en økning i ladningen til kjernen, tiltrekkes elektroner sterkere. I hovedundergruppen fra topp til bunn, med en økning i antall energinivåer, øker atomets radius. I sideundergruppen endres det ikke-lineært.

Ioniseringsenergi, EI

• Dette er energien som kreves for å fjerne et elektron fra et atom. Uttrykt i elektronvolt. I perioden med en økning i ladningen til kjernen, antall eksterne elektroner og en reduksjon i atomets radius fra venstre til høyre, øker den i hovedundergruppen, med en økning i atomets radius , minker den fra topp til bunn.

Elektronaffinitetsenergi, ES

• Energien som frigjøres når ett elektron legges til et atom. I perioden fra venstre til høyre øker den, i hovedundergruppen minker den fra topp til bunn. Uttrykt i elektronvolt.

Elektronegativitet, EO

• Dette er evnen til et atom i et molekyl til å tiltrekke elektroner til seg selv. I perioden fra venstre til høyre øker den, i hovedundergruppen minker den fra topp til bunn. Fluor har den høyeste elektronegativitetsverdien.

Antall elektroner i det ytre nivået

I en periode, fra venstre til høyre, øker den fra I til 8 (unntaket er 1. periode, fra I til 2). Elementer i hovedundergruppene er lik gruppenummeret (med unntak av H, He), elementer i sideundergruppene har ikke mer enn 2 elektroner på det ytre nivået. Under utdanning kjemiske forbindelser atomer har en tendens til en stabil tilstand - 8 elektroner på det ytre nivået (for de første elementene - 2e). Dette oppnås ved å donere eller legge til elektroner, avhengig av hva som er lettere for atomet å gjøre.

4.

• METALLER OG IKKE-METALLER

• I PERIODISKE KARAKTER

Metaller

• Elementer hvis atomer på det ytre energinivået inneholder et lite antall elektroner: 1, 2, 3. Ved dannelse av forbindelser gir metaller alltid opp ē og har bare en positiv ladning.

Ikke-metaller

• Elementer hvis atomer inneholder 4-8 elektroner på det ytre energinivået. Ved dannelse av forbindelser kan ikke-metaller enten akseptere elektroner (en negativ ladning oppstår) eller gi fra seg elektroner (en positiv ladning oppstår).

• Hvis vi i det periodiske systemet tegner en diagonal fra bor (Z = 5) til astatin (Z = 85), så er ned fra diagonalen alle elementene metaller, og opp er ikke-metaller, med unntak av elementer i sideundergrupper. Elementer av sideundergrupper på ytre nivå har ikke mer enn 2 ē, de tilhører alle metaller.

• Det er ingen klar grense mellom metaller og ikke-metaller, det er mer riktig å snakke om metallisitet og ikke-metallisitet.

Metallisitet

• Et atoms evne til å gi fra seg elektroner. I perioden fra venstre til høyre med økende antall ē og på ytre nivå svekkes metallisiteten. I hovedundergruppene øker metallisiteten fra topp til bunn, pga Atomets radius øker, styrken på forbindelsen mellom ytre ē og kjernen avtar, og evnen til å gi bort ē øker.

Ikke-metallisitet

• Et atoms evne til å få elektroner.

• I perioden fra venstre til høyre med økende antall e på ytre nivå øker; i hovedundergruppen, fra topp til bunn, svekkes den med økende atomradius.

• Dermed begynner hver periode, med unntak av den første, med et aktivt metall (alkali), slutter med et aktivt ikke-metall (halogen) og en inert gass. Det mest aktive metallet er francium, det mest aktive ikke-metallet er fluor.

"Egenskapene til elementene, og derfor de enkle og komplekse kropper(stoffer) står i periodisk avhengighet på deres atomvekt."

Moderne ordlyd:

"eiendommer kjemiske elementer(dvs. egenskapene og formen til forbindelsene de danner) er periodisk avhengig av ladningen til kjernen til atomene til kjemiske elementer."

Fysisk betydning av kjemisk periodisitet

Periodiske endringer i egenskapene til kjemiske elementer er forårsaket av riktig repetisjon av den elektroniske konfigurasjonen av det ytre energinivået (valenselektroner) til deres atomer med en økning i ladningen til kjernen.

En grafisk representasjon av den periodiske loven er det periodiske system. Den inneholder 7 perioder og 8 grupper.

Periode - horisontale rader av elementer med samme maksimalverdi av hovedkvanteantall valenselektroner.

Periodenummeret angir antall energinivåer i et atom i et grunnstoff.

Perioder kan bestå av 2 (første), 8 (andre og tredje), 18 (fjerde og femte) eller 32 (sjette) elementer, avhengig av antall elektroner i det ytre energinivået. Den siste, syvende perioden er ufullstendig.

Alle perioder (unntatt den første) begynner med et alkalimetall ( s- element), og avsluttes med en edelgass ( ns 2 np 6).

Metalliske egenskaper betraktes som evnen til atomer av elementer til lett å gi fra seg elektroner, og ikke-metalliske egenskaper til å få elektroner på grunn av atomers ønske om å oppnå en stabil konfigurasjon med fylte undernivåer. Fylling ytre s- undernivå indikerer de metalliske egenskapene til atomet, og dannelsen av det ytre p- undernivå - på ikke-metalliske egenskaper. Økning i antall elektroner med p- undernivå (fra 1 til 5) forsterker de ikke-metalliske egenskapene til atomet. Atomer med en fullt dannet, energimessig stabil konfigurasjon av det ytre elektronlaget ( ns 2 np 6) kjemisk inert.

I store perioder skjer overgangen av egenskaper fra et aktivt metall til en edelgass jevnere enn i korte perioder, fordi dannelse av indre ( n - 1) d - undernivå samtidig som det ytre opprettholdes ns 2 - lag. Store perioder består av partalls- og oddetallsserier.

For elementer av jevne rader på det ytre laget ns 2 - elektroner, derfor dominerer metalliske egenskaper og deres svekkelse med økende kjerneladning er liten; i odde rader dannes np- undernivå, som forklarer den betydelige svekkelsen av metalliske egenskaper.

Grupper - vertikale kolonner av elementer med samme antall valenselektroner lik gruppenummeret. Det er hoved- og sekundære undergrupper.

Hovedundergruppene består av elementer av små og store perioder, hvis valenselektroner er plassert på ytre ns - og np - undernivåer.

Sideundergrupper består av elementer av kun store perioder. Valenselektronene deres er på yttersiden ns- undernivå og intern ( n - 1) d - undernivå (eller (n - 2) f - undernivå).

Avhengig av hvilket undernivå ( s -, p -, d - eller f -) fylt med valenselektroner, er elementene i det periodiske systemet delt inn i: s- elementer (elementer i hovedundergruppen Gruppe I og II), p - elementer (elementer i hovedundergruppene III - VII grupper), d - elementer (elementer i sideundergrupper), f- elementer (lantanider, aktinider).

I hovedundergruppene, fra topp til bunn, øker metalliske egenskaper, og ikke-metalliske egenskaper svekkes. Elementer av hoved- og sidegrupper varierer mye i egenskaper.

Gruppenummeret indikerer den høyeste valensen til elementet (unntattÅ, F, elementer i kobberundergruppen og den åttende gruppen).

Formlene for høyere oksider (og deres hydrater) er felles for elementene i hoved- og sekundærundergruppene. I høyere oksider og deres hydrater av elementer I - III grupper (unntatt bor) de grunnleggende egenskapene dominerer, med IV til VIII - sur.

Periodisitet er repeterbarheten av egenskapene til kjemiske og noen fysiske egenskaper til enkle stoffer og deres forbindelser ved endring serienummer elementer. Det er først og fremst assosiert med repeterbarheten til den elektroniske strukturen til atomer når atomnummeret øker (og følgelig ladningen til kjernen og antall elektroner i atomet).

Kjemisk periodisitet manifesteres i analogien til kjemisk oppførsel, ensartethet kjemiske reaksjoner. I dette tilfellet kan antallet valenselektroner, karakteristiske oksidasjonstilstander og formler for forbindelser være forskjellige. Ikke bare lignende funksjoner gjentas med jevne mellomrom, men også betydelige forskjeller i de kjemiske egenskapene til elementene når deres atomnummer øker.

Noen fysiske og kjemiske egenskaper atomer (ioniseringspotensial, atomradius), enkle og komplekse stoffer kan ikke bare presenteres kvalitativt, men også kvantitativt i form av avhengigheter av elementets ordensnummer, og for dem vises tydelig definerte maksima og minima periodisk.

Vertikal periodisitet

Vertikal periodisitet er repeterbarheten av egenskapene til enkle stoffer og forbindelser i de vertikale kolonnene i det periodiske systemet. Dette er hovedtypen periodisitet, i henhold til hvilken alle elementer er kombinert i grupper. Elementer av samme gruppe har samme elektroniske konfigurasjoner. Kjemien til grunnstoffer og deres forbindelser vurderes vanligvis på grunnlag av denne typen periodisitet.

Vertikal periodisitet finnes også hos noen fysiske egenskaper atomer, for eksempel i ioniseringsenergier E jeg(kJ/mol):

IA-gruppen	IIA-gruppen	VIIIA-gruppe
Li 520	Vær 900	Ne 2080
Na 490	Mg 740	AR 1520
K 420	Ca 590	1350 kr

Horisontal frekvens

Horisontal periodisitet består i utseendet av maksimums- og minimumsverdier av egenskapene til enkle stoffer og forbindelser i hver periode. Det er spesielt merkbart for elementer fra gruppe VIIIB og lantanider (for eksempel er lantanider med partall atomnummer mer vanlig enn de med odde).

Fysiske egenskaper som ioniseringsenergi og elektronaffinitet viser også horisontal periodisitet assosiert med en periodisk endring i antall elektroner på de siste energiundernivåene:

Element	Li	Være	B	C	N	O	F	Ne
E jeg	520	900	801	1086	1402	1314	1680	2080
EN e	−60	0	−27	−122	+7	−141	−328	0
Elektronisk formel(valenselektroner)	2s 1	2s 2	2s 2 2s 1	2s 2 2s 2	2s 2 2s 3	2s 2 2s 4	2s 2 2s 5	2s 2 2s 6
Antall uparede elektroner	1	0	1	2	3	2	1	0

Diagonal periodisitet

Diagonal periodisitet er repeterbarheten av egenskapene til enkle stoffer og forbindelser langs diagonalene til det periodiske systemet. Det er assosiert med en økning i ikke-metalliske egenskaper i perioder fra venstre til høyre og i grupper fra bunn til topp. Derfor ligner litium på magnesium, beryllium ligner på aluminium, bor ligner på silisium og karbon ligner på fosfor. Dermed danner litium og magnesium mange alkyl- og arylforbindelser, som ofte brukes i organisk kjemi. Beryllium og aluminium har lignende redokspotensialer. Bor og silisium danner flyktige, svært reaktive molekylære hydrider.

Diagonal periodisitet skal ikke forstås som absolutt likhet mellom atomære, molekylære, termodynamiske og andre egenskaper. Det vil si at i deres forbindelser har litiumatomet en oksidasjonstilstand (+I), og magnesiumatomet har en oksidasjonstilstand (+II). Imidlertid er egenskapene til Li+- og Mg2+-ioner veldig like, og manifesterer seg spesielt i den lave løseligheten til karbonater og ortofosfater.

Som et resultat av å kombinere vertikal, horisontal og diagonal periodisitet, vises den såkalte stjerneperiodisiteten. Dermed ligner egenskapene til germanium egenskapene til det omkringliggende gallium, silisium, arsen og tinn. Basert på slike «geokjemiske stjerner» kan tilstedeværelsen av et grunnstoff i mineraler og malmer forutses.

Sekundær periodisitet

Mange egenskaper til elementer i grupper endres ikke monotont, men periodisk, spesielt for elementer i gruppene IIIA-VIIA. Dette fenomenet kalles sekundær periodisitet. Dermed ligner germanium i sine egenskaper mer på karbon enn på silisium. Det er kjent at silan reagerer med hydroksidioner i en vandig løsning for å frigjøre hydrogen, mens metan og germanium ikke reagerer selv med et overskudd av hydroksidioner.

Lignende anomalier i den kjemiske oppførselen til elementer er observert i andre grupper. For eksempel er elementer fra den fjerde perioden lokalisert i VA-VIIA-gruppene (As, Se, Br) preget av lav stabilitet av forbindelser i høyeste oksidasjonstilstand. Mens pentafluorider, pentaklorider og pentaiodider er kjent for fosfor og antimon, er det så langt kun pentafluorid når det gjelder arsen. Selenheksafluorid er mindre stabilt enn de tilsvarende svovel- og tellurfluoridene. I gruppen halogener danner klor(VII) og jod(VII) oksygenstabile anioner, mens perbromationet, syntetisert først i 1968, er et meget sterkt oksidasjonsmiddel.

Sekundær periodisitet er spesielt assosiert med den relative tregheten til valens s-elektroner på grunn av den såkalte "penetrasjonen til kjernen", siden økningen i elektrontetthet nær kjernen for det samme hovedkvantenummeret avtar i rekkefølge ns > n.p. > nd > nf.

Derfor er grunnstoffene som i det periodiske systemet vises umiddelbart etter grunnstoffene med deres første fylte s-, d- eller f-sublevel, er preget av en reduksjon i stabiliteten til deres forbindelser i den høyeste oksidasjonstilstanden. Disse er natrium og magnesium (kommer etter grunnstoffene med p-subnivået fylt for første gang), r-elementer fra den fjerde perioden fra gallium til krypton (fylt d-sublevel), samt post-lantanidelementer fra hafnium til radon.

Periodisk endring av atomradius

I følge kvantemekanikkens konsepter har ikke atomer klare grenser, men sannsynligheten for å finne et elektron knyttet til en gitt kjerne i en viss avstand fra denne kjernen avtar raskt med økende avstand. Derfor tildeles en viss radius til atomet, og tror at størstedelen av elektrontettheten (mer enn 90%) er inneholdt i sfæren til denne radiusen.

Radiene til atomer av elementer er periodisk avhengig av deres atomnummer.

I perioder, når ladningen til kjernen øker, synker radiene til atomer generelt, noe som er assosiert med en økning i tiltrekningen av eksterne elektroner til kjernen. Den største nedgangen i atomradius er observert for elementer med korte perioder. I grupper av grunnstoffer øker radiene til atomer generelt når antallet elektronlag øker. Således, i endringen i atomradiusene til elementer kan man se ulike typer periodisitet: vertikal, horisontal og diagonal.

De små størrelsene på atomene til elementene i den andre perioden fører til stabiliteten til flere bindinger dannet med ytterligere overlapping r-orbitaler orientert vinkelrett på den indre nukleære aksen. Dermed er karbondioksid en gassformig monomer, hvis molekyl inneholder to dobbeltbindinger, og silisiumdioksid er en krystallinsk polymer med Si–O-bindinger. På romtemperatur nitrogen eksisterer i form av stabile N2-molekyler, hvor nitrogenatomene er forbundet med en sterk trippelbinding. Hvit fosfor består av P 4 molekyler, og svart fosfor er en polymer.

Tilsynelatende, for elementer av den tredje perioden, er dannelsen av flere enkeltbindinger mer fordelaktig enn dannelsen av en multippelbinding. På grunn av ytterligere overlapping r-orbitaler for karbon og nitrogen karakteriseres av anionene CO 3 2− og NO 3− (trekantform), mens for silisium og fosfor er de tetraedriske anionene SiO 4 4− og PO 4 3− mer stabile.

Betydningen av den periodiske loven

Den periodiske loven spilte en stor rolle i utviklingen av kjemi og andre naturvitenskaper. Den gjensidige forbindelsen mellom alle elementer, deres fysiske og kjemiske egenskaper. Dette stilte naturvitenskapen for et vitenskapelig og filosofisk problem av enorm betydning: denne gjensidige sammenhengen må forklares. Etter oppdagelsen av den periodiske loven ble det klart at atomene til alle elementene skulle bygges etter et enkelt prinsipp, og deres struktur skulle gjenspeile periodisiteten til elementenes egenskaper. Dermed ble den periodiske loven et viktig ledd i utviklingen av atom-molekylær vitenskap, og hadde en betydelig innvirkning på utviklingen av teorien om atomstruktur. Han bidro også til formuleringen moderne konsept«kjemisk element» og avklarende ideer om enkle og komplekse stoffer.

Ved å bruke den periodiske loven, D.I. Mendeleev ble den første forskeren som klarte å løse problemene med prediksjon i kjemi. Dette ble tydelig bare noen få år etter opprettelsen av det periodiske system, da nye kjemiske grunnstoffer forutsagt av Mendeleev ble oppdaget. Den periodiske loven bidro også til å klargjøre mange trekk ved den kjemiske oppførselen til allerede oppdagede grunnstoffer. Fremskritt innen atomfysikk, inkludert kjerneenergi og syntese av kunstige elementer, ble bare mulig takket være den periodiske loven. På sin side utvidet og utdypet de essensen av Mendeleevs lov og utvidet grensene for det periodiske system for grunnstoffer.

Den periodiske loven er en universell lov. Det er en av de generelle vitenskapelige lovene som faktisk eksisterer i naturen og som derfor, i prosessen med utviklingen av vår kunnskap, aldri vil miste sin betydning. Det er fastslått at periodisitet ikke bare er underlagt elektronisk struktur atom, men også den fine strukturen til atomkjerner, som indikerer den periodiske karakteren til egenskaper i elementærpartiklers verden.

Over tid reduseres ikke rollen til den periodiske loven. Han ble det viktigste grunnlaget uorganisk kjemi. Det brukes for eksempel i syntese av stoffer med forhåndsbestemte egenskaper, dannelse av nye materialer og valg av effektive katalysatorer.

Betydningen av den periodiske lov i undervisning generelt og uorganisk kjemi. Oppdagelsen hans var assosiert med opprettelsen av en lærebok i kjemi, da Mendeleev prøvde å tydelig presentere informasjon om de 63 kjemiske elementene kjent på den tiden. Nå er antallet grunnstoffer nesten doblet, og den periodiske lov gjør det mulig å identifisere likheter og mønstre i egenskapene til ulike kjemiske grunnstoffer ved å bruke deres plassering i det periodiske system.

I henhold til den periodiske loven til D.I. Mendeleev, alle egenskapene til elementer med økende atomnummer i det periodiske systemet endres ikke kontinuerlig, men gjentas med jevne mellomrom, etter et visst antall elementer. Årsaken til den periodiske karakteren av endringer i egenskapene til elementer er den periodiske repetisjonen av lignende elektroniske konfigurasjoner av valensundernivåer: hver gang en elektronisk konfigurasjon av valensundernivåer gjentas, for eksempel, ns 2 np 2-konfigurasjonen diskutert i eksempel 3.1.3 , elementets egenskaper er i stor grad gjentatte tidligere elementer av en lignende elektronisk struktur.

Den viktigste kjemiske egenskapen til ethvert element er atomenes evne til å donere eller få elektroner, som i det første tilfellet karakteriserer den reduserende aktiviteten til elementet, og i det andre elementets oksidative aktivitet. Et kvantitativt kjennetegn ved den reduserende aktiviteten til et grunnstoff er ioniseringsenergien (potensialet), og den oksidative aktiviteten er elektronaffiniteten.

Ioniseringsenergi (potensial) er energien som må brukes for å abstrahere og fjerne et elektron fra et atom 6 . Det er klart at jo lavere ioniseringsenergi. Jo mer uttalt evnen til et atom er til å donere et elektron, og følgelig desto høyere er den reduserende aktiviteten til elementet. Ioniseringsenergien, som enhver egenskap til elementer, med økende atomnummer i det periodiske systemet endres ikke monotont, men periodisk. I en periode, med et fast antall elektronlag, øker ioniseringsenergien sammen med en økning i atomnummeret på grunn av en økning i tiltrekningskraften til ytre elektroner til atomkjernen på grunn av en økning i ladningen til kjernen . Når man flytter til det første elementet i neste periode, oppstår en kraftig nedgang i ioniseringsenergi - så sterk at ioniseringsenergien blir mindre enn ioniseringsenergien til den forrige analogen i undergruppen. Årsaken til dette er en kraftig reduksjon i tiltrekningskraften til det fjernede ytre elektronet til kjernen på grunn av en betydelig økning i atomradiusen på grunn av en økning i antall elektroniske lag under overgangen til en ny periode. Så, med en økning i atomnummeret, øker ioniseringsenergien i en periode 7 , og i hovedundergruppene avtar den. Så elementene med størst reduserende aktivitet er plassert i begynnelsen av periodene og nederst i hovedundergruppene.

Elektronaffinitet er energien som frigjøres når et atom får et elektron. Jo større elektronaffiniteten er, desto sterkere er atomets evne til å feste et elektron, og følgelig jo høyere den oksidative aktiviteten til elementet. Når atomnummeret øker i en periode, øker elektronaffiniteten på grunn av økt tiltrekning av elektroner i det ytre laget til kjernen, og i grupper av elementer avtar elektronaffiniteten på grunn av en reduksjon i tiltrekningskraften til ytre elektroner til kjernen og på grunn av en økning i atomradius. Dermed er grunnstoffene med størst oksidativ aktivitet plassert i slutten av periode 8 og øverst i gruppene i det periodiske systemet.

En generalisert karakteristikk av redoksegenskapene til grunnstoffer er elektronegativitet er halve summen av ioniseringsenergi og elektronaffinitet. Basert på mønsteret av endringer i ioniseringsenergi og elektronaffinitet i perioder og grupper av det periodiske systemet, er det lett å utlede at i perioder øker elektronegativiteten fra venstre til høyre, i grupper avtar den fra topp til bunn. Følgelig, jo større elektronegativitet, jo mer uttalt er den oksidative aktiviteten til elementet og jo svakere er dets reduserende aktivitet.

Eksempel 3.2.1.Sammenlignende egenskaper ved redoksegenskapene til grunnstofferI.A.- OgV.A.-grupper av 2. og 6. periode.

Fordi i perioder øker ioniseringsenergi, elektronaffinitet og elektronegativitet fra venstre til høyre, og i grupper avtar de fra topp til bunn blant de sammenlignede elementene, nitrogen har den største oksidasjonsaktiviteten, og francium er det kraftigste reduksjonsmidlet.

Elementer hvis atomer er i stand til å vise bare reduserende egenskaper kalles vanligvis metalliske (metaller). Atomer av ikke-metalliske elementer (ikke-metaller) kan vise både reduserende egenskaper og oksiderende egenskaper, men oksiderende egenskaper er mer karakteristiske for dem.

Metaller er generelt grunnstoffer med et lite antall ytre elektroner. Metaller inkluderer alle elementer av sidegrupper, lantanider og aktinider, fordi antall elektroner i det ytre laget av atomer til disse elementene overstiger ikke 2. Metalliske elementer er også inneholdt i hovedundergruppene. I hovedundergruppene i 2. periode er Li og Be typiske metaller. I 2. periode oppstår tapet av metalliske egenskaper når et tredje elektron kommer inn i det ytre elektroniske laget - under overgangen til bor. I hovedundergruppene til de underliggende periodene er det en konsistent forskyvning av grensen mellom metaller og ikke-metaller med en posisjon til høyre på grunn av en økning i den reduserende aktiviteten til elementer på grunn av en økning i atomradius. I den 3. perioden passerer den konvensjonelle grensen som deler metaller og ikke-metaller mellom Ali og Si i den 4. perioden, det første typiske ikke-metallet er arsen, etc.

Side 1

Den periodiske repetisjonen av egenskapene til grunnstoffer med økende atomnummer blir spesielt tydelig hvis grunnstoffene er ordnet i form av en tabell kalt periodisk system eller det periodiske system av grunnstoffer. Flere former for det periodiske system er foreslått og brukes.  

Den periodiske repetisjonen av egenskapene til grunnstoffer med økende atomnummer kan tydelig vises ved å ordne grunnstoffene i en tabell som kalles det periodiske system, eller periodisk system, for elementene. Mange har blitt foreslått og er i bruk. ulike former periodisk system.  

Prinsippet om periodisk repetisjon av elementenes egenskaper kunne ikke tillate eksistensen av bare ett, isolert element av argon; Det må være flere eller ingen av disse enkle stoffene. Imidlertid sto Ramsay fast på posisjonen til den periodiske loven, og dette, så vel som utviklingen av laboratorieteknologi på slutten av forrige århundre, forutbestemte den raske oppdagelsen av de gjenværende medlemmene av gruppen av inerte gasser.  

Hva forklarer den periodiske repetisjonen av egenskapene til grunnstoffene i det periodiske systemet.  

Hva forklarer den periodiske repetisjonen av elementenes egenskaper.  

Ved å akseptere at den periodiske repetisjonen av elementenes egenskaper ikke bare skyldes deres masse (atomvekt), men også arten av bevegelsen til selve atomene som hele partikler (hastigheten og retningen til deres bevegelse), bygger Flavitsky sin hypotese på følgende grunnlag: periodisiteten til elementer er ikke forklart av hva som er gjentatt type innvendig bygning atomer, men fordi arten av bevegelsen av atomer som hele partikler endres med jevne mellomrom.  

Derfor er årsaken til den periodiske repetisjonen av elementenes egenskaper den periodiske repetisjonen av de elektroniske konfigurasjonene til deres atomer.  

Studiet av den elektroniske strukturen til atomer gjorde det mulig å bevise at årsaken til den periodiske repetisjonen av egenskapene til elementer med økende atomnummer er den periodiske repetisjonen av prosessen med å bygge nye elektroniske skall. Den samme gruppen i det periodiske systemet inkluderer alltid de grunnstoffene hvis atomer har samme antall elektroner i deres ytre skall. Atomene til alle inerte gasser, unntatt helium, inneholder altså 8 elektroner i det ytre skallet og er vanskeligst å ionisere, mens atomer av alkalimetaller inneholder ett elektron i det ytre skallet og har det laveste ioniseringspotensialet. Alkalimetaller med bare ett elektron i det ytre skallet kan lett miste det, og bli en stabil form av et positivt ion med en elektronisk konfigurasjon som ligner på nærmeste edelgass med et lavere atomnummer. Elementer som fluor, klor, etc., som når det gjelder antall eksterne elektroner nærmer seg konfigurasjonen av inerte gasser, tvert imot, har en tendens til å skaffe elektroner og reprodusere denne elektroniske konfigurasjonen, og blir til det tilsvarende negative ionet.  

Periodene etter den tredje av D.I. Mendeleevs tabell er lengre. Imidlertid er den periodiske repetisjonen av elementegenskaper bevart. Den vinner mer kompleks karakter, på grunn av det økende mangfoldet av fysisk og kjemiske egenskaper elementer etter hvert som de øker atommasser. Betraktning av strukturen til atomene i de første periodene bekrefter at det begrensede antallet steder for elektroner i hvert skall (Pauli-ekskludering) som omgir kjernen er årsaken til den periodiske repetisjonen av elementenes egenskaper. Denne periodisiteten er den store naturloven, oppdaget av D.I. Mendeleev på slutten av forrige århundre, og har i vår tid blitt et av grunnlaget for utviklingen av ikke bare kjemi, men også fysikk.  

Verdiene av /j øker gradvis med økende Z inntil Z når edelgassverdien og faller deretter til omtrent en fjerdedel av edelgassverdien ved flytting til neste element. Hyppigheten av endringer i en annen egenskap - tettheten av elementer i fast tilstand - er vist i fig. 5.13. Denne periodiske repetisjonen av elementenes egenskaper med økende serienummer blir spesielt tydelig hvis elementene er ordnet i form av en tabell kalt periodisk system eller periodisk system av elementer. Mange har blitt foreslått og er i bruk. ulike former periodisk system.  

Samtidig med Newlands nærmet de Chancourtois seg oppdagelsen av den periodiske loven i Frankrike. Men i motsetning til det sensuelle musikk- og lydbildet, som fungerte som en analogi for Newlands med mønsteret av kjemiske grunnstoffer som han delvis identifiserte, brukte den franske naturforskeren et abstrakt geometrisk bilde: han sammenlignet den periodiske repetisjonen av egenskapene til grunnstoffer arrangert iht. til størrelsen på deres atomvekter med viklingen av en spirallinje (vis tellurique) en sideflate sylinder.  

Ideen om størrelsen på kjernefysisk ladning som en definerende egenskap til atomet dannet grunnlaget for den moderne formuleringen av DI Mendeleevs periodiske lov: egenskapene til kjemiske elementer, så vel som formene og egenskapene til forbindelser av disse elementene, er periodisk avhengig av størrelsen på ladningen til kjernene til atomene deres. Det gjorde det mulig å forklare årsaken til den periodiske repetisjonen av elementenes egenskaper, som ligger i den periodiske repetisjonen av strukturen til de elektroniske konfigurasjonene til atomer.  

Først etter at strukturen til atomet ble avklart, ble årsakene til den periodiske repetisjonen av elementenes egenskaper tydelige.