Alchemisten versuchten auch, ein Naturgesetz zu finden, auf dessen Grundlage sich chemische Elemente systematisieren ließen. Es fehlten ihnen jedoch verlässliche und detaillierte Informationen über die Elemente. Bis zur Mitte des 19. Jahrhunderts. Das Wissen über chemische Elemente reichte aus und die Anzahl der Elemente nahm so stark zu, dass in der Wissenschaft ein natürliches Bedürfnis entstand, sie zu klassifizieren. Die ersten Versuche, Elemente in Metalle und Nichtmetalle einzuteilen, erwiesen sich als erfolglos. Die Vorgänger von D. I. Mendeleev (I. V. Debereiner, J. A. Newlands, L. Yu. Meyer) haben viel getan, um die Entdeckung des periodischen Gesetzes vorzubereiten, waren jedoch nicht in der Lage, die Wahrheit zu verstehen. Dmitri Iwanowitsch stellte einen Zusammenhang zwischen der Masse der Elemente und ihren Eigenschaften her.

Dmitri Iwanowitsch wurde in Tobolsk geboren. Er war das siebzehnte Kind der Familie. Nach dem Abitur in seiner Heimatstadt trat Dmitri Iwanowitsch in das Pädagogische Hauptinstitut in St. Petersburg ein und unternahm anschließend eine zweijährige wissenschaftliche Reise ins Ausland mit einer Goldmedaille. Nach seiner Rückkehr wurde er an die Universität St. Petersburg eingeladen. Als Mendelejew anfing, Vorlesungen über Chemie zu halten, fand er nichts, was man den Studenten als Lehrmittel empfehlen könnte. Und er beschloss, ein neues Buch zu schreiben – „Grundlagen der Chemie“.

Der Entdeckung des Periodengesetzes gingen 15 Jahre harter Arbeit voraus. Am 1. März 1869 plante Dmitri Iwanowitsch, St. Petersburg geschäftlich in die Provinz zu verlassen.

Das periodische Gesetz wurde auf der Grundlage einer Eigenschaft des Atoms entdeckt – der relativen Atommasse .

Mendelejew ordnete die chemischen Elemente in aufsteigender Reihenfolge ihrer Atommassen und bemerkte, dass sich die Eigenschaften der Elemente nach einer bestimmten Periode wiederholen – einer Periode, Dmitri Iwanowitsch ordnete die Perioden untereinander an, so dass ähnliche Elemente untereinander lagen – auf der gleichen Vertikale, also wurde das Periodensystem aufgebaut Elemente.

1. März 1869 Formulierung des periodischen Gesetzes von D.I. Mendelejew.

Die Eigenschaften einfacher Stoffe sowie die Formen und Eigenschaften von Elementverbindungen hängen periodisch von den Atomgewichten der Elemente ab.

Leider gab es zunächst selbst unter russischen Wissenschaftlern nur sehr wenige Befürworter des Periodengesetzes. Vor allem in Deutschland und England gibt es viele Gegner.
Die Entdeckung des Periodengesetzes ist ein brillantes Beispiel wissenschaftlicher Weitsicht: 1870 sagte Dmitri Iwanowitsch die Existenz von drei damals unbekannten Elementen voraus, die er Ekasilizium, Ekaaluminium und Ekaboron nannte. Er konnte die wichtigsten Eigenschaften neuer Elemente richtig vorhersagen. Und dann, 5 Jahre später, im Jahr 1875, der französische Wissenschaftler P.E. Lecoq de Boisbaudran, der nichts über die Arbeit von Dmitri Iwanowitsch wusste, entdeckte ein neues Metall und nannte es Gallium. In einer Reihe von Eigenschaften und der Entdeckungsmethode stimmte Gallium mit dem von Mendelejew vorhergesagten Eka-Aluminium überein. Es stellte sich jedoch heraus, dass sein Gewicht geringer war als vorhergesagt. Trotzdem schickte Dmitri Iwanowitsch einen Brief nach Frankreich, in dem er auf seiner Vorhersage bestand.
Die wissenschaftliche Welt war fassungslos über Mendelejews Vorhersage der Eigenschaften Ekaaluminium erwies sich als so genau. Von diesem Moment an beginnt sich das Periodengesetz in der Chemie durchzusetzen.
Im Jahr 1879 entdeckte L. Nilsson in Schweden Scandium, das die Vorhersage von Dmitri Iwanowitsch verkörperte ekabor .
Im Jahr 1886 entdeckte K. Winkler Germanium in Deutschland, was sich als richtig herausstellte Ecasilicium .

Aber das Genie von Dmitri Iwanowitsch Mendelejew und seinen Entdeckungen sind nicht nur diese Vorhersagen!

An vier Stellen des Periodensystems ordnete D. I. Mendeleev die Elemente nicht in der Reihenfolge zunehmender Atommassen an:

Bereits Ende des 19. Jahrhunderts gründete D.I. Mendelejew schrieb, dass das Atom offenbar aus anderen kleineren Teilchen bestehe. Nach seinem Tod im Jahr 1907 wurde nachgewiesen, dass das Atom aus Elementarteilchen besteht. Die Theorie der Atomstruktur bestätigte, dass Mendelejew Recht hatte; Umlagerungen dieser Elemente, die nicht im Einklang mit der Zunahme der Atommassen standen, sind völlig gerechtfertigt.

Moderne Formulierung des Periodengesetzes.

Die Eigenschaften chemischer Elemente und ihrer Verbindungen hängen periodisch von der Größe der Ladung der Kerne ihrer Atome ab, ausgedrückt in der periodischen Wiederholbarkeit der Struktur der äußeren Valenzelektronenhülle.
Und jetzt, mehr als 130 Jahre nach der Entdeckung des periodischen Gesetzes, können wir zu den Worten von Dmitri Iwanowitsch zurückkehren, die als Motto unserer Lektion dienen: „Dem periodischen Gesetz droht die Zukunft nicht mit Zerstörung, sondern nur mit Überbau und.“ Entwicklung wird versprochen.“ Wie viele chemische Elemente wurden bisher entdeckt? Und das ist noch lange nicht die Grenze.

Eine anschauliche Darstellung des Periodengesetzes ist das Periodensystem der chemischen Elemente. Dies ist eine kurze Zusammenfassung der gesamten Chemie der Elemente und ihrer Verbindungen.

Änderungen der Eigenschaften im Periodensystem mit steigenden Atomgewichten in der Periode (von links nach rechts):

1. Metallische Eigenschaften werden reduziert

2. Nichtmetallische Eigenschaften nehmen zu

3. Die Eigenschaften höherer Oxide und Hydroxide ändern sich von basisch über amphoter zu sauer.

4. Die Wertigkeit der Elemente in den Formeln höherer Oxide nimmt ab ICHVorVII, und in den Formeln flüchtiger Wasserstoffverbindungen nimmt ab IV VorICH.

Grundprinzipien der Konstruktion des Periodensystems.

Vergleichszeichen	D.I.Mendelejew
1. Wie wird die Reihenfolge der Elemente nach Zahlen ermittelt? (Was ist die Grundlage von p.s.?)	Die Elemente sind in der Reihenfolge steigender relativer Atommassen angeordnet. Hiervon gibt es Ausnahmen. Ar – K, Co – Ni, Te – I, Th – Pa
2. Das Prinzip, Elemente zu Gruppen zusammenzufassen.	Qualitatives Zeichen. Die Ähnlichkeit der Eigenschaften einfacher Stoffe und komplexer Stoffe derselben Art.
3. Das Prinzip, Elemente zu Perioden zusammenzufassen.

Das periodische Gesetz von Dmitri Iwanowitsch Mendelejew ist eines der Grundgesetze der Natur, das die Abhängigkeit der Eigenschaften chemischer Elemente und einfacher Stoffe von ihren Atommassen verknüpft. Derzeit wurde das Gesetz verfeinert und die Abhängigkeit der Eigenschaften durch die Ladung des Atomkerns erklärt.

Das Gesetz wurde 1869 von einem russischen Wissenschaftler entdeckt. Mendelejew stellte es der wissenschaftlichen Gemeinschaft in einem Bericht an den Kongress der Russischen Chemischen Gesellschaft vor (der Bericht wurde von einem anderen Wissenschaftler verfasst, da Mendelejew auf Anweisung der Freien Wirtschaftsgesellschaft von St. Petersburg gezwungen war, dringend abzureisen). Im selben Jahr erschien das Lehrbuch „Grundlagen der Chemie“, das Dmitri Iwanowitsch für Studenten verfasst hatte. Darin beschrieb der Wissenschaftler die Eigenschaften beliebter Verbindungen und versuchte auch, eine logische Systematisierung chemischer Elemente bereitzustellen. Außerdem präsentierte es erstmals eine Tabelle mit periodisch angeordneten Elementen als anschauliche Interpretation des Periodengesetzes. In den folgenden Jahren verbesserte Mendelejew seine Tabelle, beispielsweise fügte er eine Säule mit Inertgasen hinzu, die 25 Jahre später entdeckt wurde.

Die wissenschaftliche Gemeinschaft akzeptierte die Ideen des großen russischen Chemikers nicht sofort, nicht einmal in Russland. Doch nachdem drei neue Elemente entdeckt wurden (Gallium im Jahr 1875, Scandium im Jahr 1879 und Germanium im Jahr 1886), die von Mendelejew in seinem berühmten Bericht vorhergesagt und beschrieben wurden, wurde das periodische Gesetz anerkannt.

• Ist ein universelles Naturgesetz.
• Die Tabelle, die das Gesetz grafisch darstellt, umfasst nicht nur alle bekannten Elemente, sondern auch diejenigen, die noch entdeckt werden.
• Alle neuen Entdeckungen hatten keinen Einfluss auf die Relevanz des Gesetzes und der Tabelle. Die Tabelle wird verbessert und verändert, ihr Wesen ist jedoch unverändert geblieben.
• Ermöglichte die Klärung der Atomgewichte und anderer Eigenschaften einiger Elemente sowie die Vorhersage der Existenz neuer Elemente.
• Chemiker erhielten einen verlässlichen Hinweis, wie und wo sie nach neuen Elementen suchen sollten. Darüber hinaus ermöglicht das Gesetz mit hoher Wahrscheinlichkeit, die Eigenschaften noch unentdeckter Elemente im Voraus zu bestimmen.
• Spielte eine große Rolle bei der Entwicklung der anorganischen Chemie im 19. Jahrhundert.

Geschichte der Entdeckung

Es gibt eine schöne Legende, dass Mendelejew seinen Tisch im Traum sah, am Morgen aufwachte und ihn aufschrieb. Tatsächlich ist dies nur ein Mythos. Der Wissenschaftler selbst sagte oft, dass er 20 Jahre seines Lebens der Schaffung und Verbesserung des Periodensystems der Elemente gewidmet habe.

Alles begann damit, dass Dmitri Iwanowitsch beschloss, ein Lehrbuch über anorganische Chemie für Studenten zu schreiben, in dem er das gesamte zu diesem Zeitpunkt bekannte Wissen systematisieren wollte. Und natürlich verließ er sich auf die Errungenschaften und Entdeckungen seiner Vorgänger. Auf den Zusammenhang zwischen Atomgewichten und den Eigenschaften von Elementen aufmerksam gemacht hat erstmals der deutsche Chemiker Döbereiner, der versuchte, die ihm bekannten Elemente in Triaden mit ähnlichen Eigenschaften und Gewichten zu unterteilen, die einer bestimmten Regel gehorchen. In jedem Tripel hatte das mittlere Element eine Gewichtung nahe dem arithmetischen Mittel der beiden äußeren Elemente. So konnte der Wissenschaftler fünf Gruppen bilden, zum Beispiel Li–Na–K; Cl–Br–I. Aber das waren nicht alle bekannten Elemente. Darüber hinaus erschöpfen die drei Elemente die Liste der Elemente mit ähnlichen Eigenschaften eindeutig nicht. Versuche, ein allgemeines Muster zu finden, wurden später von den Deutschen Gmelin und von Pettenkofer, den Franzosen J. Dumas und de Chancourtois sowie den Engländern Newlands und Odling unternommen. Am weitesten fortgeschritten war der deutsche Wissenschaftler Meyer, der 1864 ein dem Periodensystem sehr ähnliches System erstellte, das jedoch nur 28 Elemente enthielt, während 63 bereits bekannt waren.

Im Gegensatz zu seinen Vorgängern war Mendelejew erfolgreich Erstellen Sie eine Tabelle, die alle bekannten Elemente enthält und nach einem bestimmten System angeordnet ist. Gleichzeitig ließ er einige Zellen leer, um die Atomgewichte einiger Elemente ungefähr zu berechnen und ihre Eigenschaften zu beschreiben. Darüber hinaus hatte der russische Wissenschaftler den Mut und die Weitsicht, das von ihm entdeckte Gesetz für ein universelles Naturgesetz zu erklären und es „periodisches Gesetz“ zu nennen. Nachdem er „Ah“ gesagt hatte, korrigierte er die Atomgewichte der Elemente, die nicht in die Tabelle passten. Bei näherer Betrachtung stellte sich heraus, dass seine Korrekturen richtig waren, und die Entdeckung der von ihm beschriebenen hypothetischen Elemente wurde zur endgültigen Bestätigung der Wahrheit des neuen Gesetzes: Die Praxis bewies die Gültigkeit der Theorie.

Als Ergebnis des Studiums dieses Themas lernen Sie: warum Wasserstoff gleichzeitig in die erste und siebte Gruppe des Periodensystems eingeordnet wird; warum es bei einigen Elementen (z. B. Cr und Cu) zu einem „Versagen“ des äußeren s-Elektrons zur voräußeren d-Schale kommt; Was ist der Hauptunterschied in den Eigenschaften der Elemente der Haupt- und Nebenuntergruppen? welche Elektronen sind Valenz für Elemente der Haupt- und Nebenuntergruppen? Was verursacht den ungleichmäßigen Anstieg der Ionisierungsenergie beim Übergang von Li zu Ne? Welche Base ist stärker: LiOH oder KOH; Welche Säure ist stärker: HCl oder HI. Als Ergebnis des Studiums dieses Themas lernen Sie: elektronische Konfigurationen von Elementen aufzeichnen; Bestimmen Sie die elektronische Struktur eines Atoms eines Elements anhand seiner Position in der entsprechenden Periode und Untergruppe des Periodensystems und damit seiner Eigenschaften. Bestimmen Sie anhand der elektronischen Struktur nicht angeregter Atome die Anzahl der Elektronen, die an der Bildung chemischer Bindungen beteiligt sein können, sowie die möglichen Oxidationsstufen von Elementen. Vergleichen Sie die relativen Stärken von Säuren und Basen. Studienfragen:

4.1. Periodisches Recht D.I. Mendelejew

Das periodische Gesetz ist die größte Errungenschaft der chemischen Wissenschaft und die Grundlage aller modernen Chemie. Mit seiner Entdeckung hörte die Chemie auf, eine beschreibende Wissenschaft zu sein; wissenschaftliche Weitsicht wurde in ihr möglich.

Periodengesetz entdeckt D. I. Mendelejew 1869 formulierte der Wissenschaftler dieses Gesetz wie folgt: „Die Eigenschaften einfacher Körper sowie die Formen und Eigenschaften von Elementverbindungen hängen periodisch von der Größe der Atomgewichte der Elemente ab.“

Eine detailliertere Untersuchung der Struktur der Materie zeigte, dass die Periodizität der Eigenschaften von Elementen nicht durch die Atommasse, sondern durch die elektronische Struktur der Atome bestimmt wird.

Die Kernladung ist ein Merkmal, das die elektronische Struktur von Atomen und damit die Eigenschaften von Elementen bestimmt. Daher klingt das Periodengesetz in der modernen Formulierung so: Die Eigenschaften einfacher Stoffe sowie die Formen und Eigenschaften von Elementverbindungen hängen periodisch von der Ordnungszahl (vom Ladungswert des Kerns ihrer Atome) ab ).

Der Ausdruck des Periodengesetzes ist das Periodensystem der Elemente.

4.2. Periodensystem von D. I. Mendeleev

Das Periodensystem der Elemente von D. I. Mendeleev besteht aus sieben Perioden, bei denen es sich um horizontale Abfolgen von Elementen handelt, die in aufsteigender Reihenfolge der Ladung ihres Atomkerns angeordnet sind. Die Perioden 1, 2, 3, 4, 5, 6 enthalten jeweils 2, 8, 8, 18, 18, 32 Elemente. Die siebte Periode ist nicht abgeschlossen. Es werden die Perioden 1, 2 und 3 aufgerufen klein, der Rest - groß.

Jede Periode (mit Ausnahme der ersten) beginnt mit Atomen von Alkalimetallen (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) und endet mit einem Edelgas (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), dem ein vorangestellt ist typisches Nichtmetall. In den Perioden von links nach rechts nehmen die metallischen Eigenschaften allmählich ab und die nichtmetallischen Eigenschaften nehmen zu, da mit zunehmender positiver Ladung der Atomkerne die Anzahl der Elektronen auf der äußeren Ebene zunimmt.

In der ersten Periode gibt es neben Helium nur ein Element – ​​Wasserstoff. Es wird bedingt in die Untergruppe IA oder VIIA eingeordnet, da es Ähnlichkeiten sowohl mit Alkalimetallen als auch mit Halogenen aufweist. Die Ähnlichkeit von Wasserstoff mit Alkalimetallen zeigt sich darin, dass Wasserstoff wie Alkalimetalle ein Reduktionsmittel ist und durch die Abgabe eines Elektrons ein einfach geladenes Kation bildet. Wasserstoff hat mehr mit Halogenen gemeinsam: Wasserstoff ist wie Halogene ein Nichtmetall, sein Molekül ist zweiatomig, er kann oxidierende Eigenschaften aufweisen und mit aktiven Metallen, zum Beispiel NaH, CaH 2, salzartige Hydride bilden.

In der vierten Periode nach Ca gibt es 10 Übergangselemente (Dekade Sc – Zn), gefolgt von den restlichen 6 Hauptelementen der Periode (Ga – Kg). Die fünfte Periode ist ähnlich aufgebaut. Konzept Übergangselement Wird normalerweise verwendet, um sich auf jedes Element mit Valenz-d- oder f-Elektronen zu beziehen.

In der sechsten und siebten Periode gibt es doppelte Elementeinfügungen. Hinter dem Ba-Element gibt es eine eingefügte Dekade von d-Elementen (La – Hg), und nach dem ersten Übergangselement La gibt es 14 f-Elemente – Lanthanoide(Se - Lu). Nach Hg folgen die restlichen 6 Haupt-p-Elemente der sechsten Periode (Tl – Rn).

In der siebten (unvollständigen) Periode folgen auf Ac 14 f-Elemente- Aktiniden(Do - Lr). Vor kurzem begann man, La und Ac als Lanthaniden bzw. Aktiniden zu klassifizieren. Lanthaniden und Aktiniden werden getrennt am Ende der Tabelle aufgeführt.

Somit nimmt jedes Element im Periodensystem eine genau definierte Position ein, die markiert ist Ordinal, oder atomar Nummer.

Im Periodensystem sind acht Gruppen vertikal angeordnet (I – VIII), die wiederum in Untergruppen unterteilt sind – die wichtigsten, oder Untergruppen A und Nebenwirkungen, oder Untergruppe B. Untergruppe VIIIB ist etwas Besonderes, sie enthält Triaden Elemente, aus denen die Familien der Eisen- (Fe, Co, Ni) und Platinmetalle (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt) bestehen.

Die Ähnlichkeit der Elemente innerhalb jeder Untergruppe ist das auffälligste und wichtigste Muster im Periodensystem. In den Hauptuntergruppen nehmen die metallischen Eigenschaften von oben nach unten zu und die nichtmetallischen Eigenschaften ab. In diesem Fall erhöht sich die Stabilität von Verbindungen von Elementen in der niedrigsten Oxidationsstufe für eine bestimmte Untergruppe. In seitlichen Untergruppen hingegen werden von oben nach unten die metallischen Eigenschaften schwächer und die Stabilität der Verbindungen mit der höchsten Oxidationsstufe nimmt zu.

4.3. Periodensystem und elektronische Konfigurationen von Atomen

Da sich bei chemischen Reaktionen die Kerne der reagierenden Atome nicht verändern, hängen die chemischen Eigenschaften der Atome von der Struktur ihrer elektronischen Hüllen ab.

Die Füllung elektronischer Schichten und Elektronenhüllen von Atomen erfolgt nach dem Pauli-Prinzip und der Hundschen Regel.

Pauli-Prinzip (Pauli-Ausschluss)

Zwei Elektronen in einem Atom können nicht vier identische Quantenzahlen haben (jedes Atomorbital kann nicht mehr als zwei Elektronen enthalten).

Das Pauli-Prinzip bestimmt die maximale Anzahl von Elektronen, die eine gegebene Hauptquantenzahl besitzen N(d. h. auf dieser elektronischen Schicht gelegen): N n = 2n 2. Die erste Elektronenschicht (Energieniveau) kann nicht mehr als 2 Elektronen haben, die zweite – 8, die dritte – 18 usw.

In einem Wasserstoffatom gibt es beispielsweise ein Elektron, das sich auf dem ersten Energieniveau im 1s-Zustand befindet. Der Spin dieses Elektrons kann beliebig gerichtet sein (m s = +1/2 oder m s = –1/2). Es sollte noch einmal betont werden, dass das erste Energieniveau aus einem Unterniveau besteht – 1s, das zweite Energieniveau – aus zwei Unterniveaus – 2s und 2p, das dritte – aus drei Unterniveaus – 3s, 3p, 3d usw. Die Unterebene wiederum enthält Orbitale, deren Anzahl durch die Nebenquantenzahl bestimmt wird l und gleich (2 l + 1). Jedes Orbital wird herkömmlicherweise durch ein Quadrat bezeichnet, das darauf befindliche Elektron durch einen Pfeil, dessen Richtung die Ausrichtung des Spins dieses Elektrons angibt. Das bedeutet, dass der Zustand eines Elektrons in einem Wasserstoffatom als 1s 1 oder als Quantenzelle dargestellt werden kann, Abb. 4.1:

Reis. 4.1. Symbol für ein Elektron in einem Wasserstoffatom im 1s-Orbital

Für beide Elektronen des Heliumatoms ist n = 1, l = 0, m l= 0, m s = +1/2 und –1/2. Daher lautet die elektronische Formel von Helium 1s 2. Die Elektronenhülle von Helium ist vollständig und sehr stabil. Helium ist ein Edelgas.

Nach dem Pauli-Prinzip kann es in einem Orbital nicht zwei Elektronen mit parallelem Spin geben. Das dritte Elektron in einem Lithiumatom besetzt das 2s-Orbital. Die elektronische Konfiguration von Li ist 1s 2 2s 1 und die von Beryllium ist 1s 2 2s 2. Da das 2s-Orbital besetzt ist, besetzt das fünfte Elektron des Boratoms das 2p-Orbital. Bei N= 2-seitige (orbitale) Quantenzahl l nimmt die Werte 0 und 1 an. Wann l = 0 (2s-Zustand) m l= 0, und bei l = 1 (2p – Zustand) m l kann gleich +1 sein; 0; -1. Der 2p-Zustand entspricht drei Energiezellen, Abb. 4.2.

Reis. 4.2. Anordnung der Elektronen eines Boratoms in Orbitalen

Für das Stickstoffatom (elektronische Konfiguration 1s 2 2s 2 2p 3 zwei Elektronen auf der ersten Ebene, fünf auf der zweiten) sind folgende zwei Varianten der elektronischen Struktur möglich, Abb. 4.3:

Reis. 4.3. Mögliche Optionen für die Anordnung der Elektronen des Stickstoffatoms in Orbitalen

Im ersten Schema, Abb. 4.3a, ist der Gesamtspin gleich 1/2 (+1/2 –1/2 +1/2), im zweiten (Abb. 4.3b) ist der Gesamtspin gleich 3 /2 (+1/2 + 1/2 +1/2). Der Ort der Spins wird bestimmt Hunds Regel welches lautet: Das Auffüllen der Energieniveaus erfolgt so, dass der Gesamtspin maximal ist.

Auf diese Weise , Von den beiden angegebenen Schemata für die Struktur des Stickstoffatoms entspricht das erste dem stabilen Zustand (mit der niedrigsten Energie), in dem alle p-Elektronen unterschiedliche Orbitale besetzen. Die Orbitale der Unterebene werden wie folgt gefüllt: Zuerst ein Elektron mit den gleichen Spins und dann ein zweites Elektron mit entgegengesetzten Spins.

Beginnend mit Natrium wird das dritte Energieniveau mit n = 3 gefüllt. Die Verteilung der Elektronen von Atomen von Elementen der dritten Periode in Orbitalen ist in Abb. dargestellt. 4.4.

Reis. 4.4. Verteilung der Elektronen in Orbitalen für Atome von Elementen der dritten Periode im Grundzustand

In einem Atom besetzt jedes Elektron ein freies Orbital mit der niedrigsten Energie, die seiner stärksten Bindung zum Kern entspricht. Im Jahr 1961 wurde V.M. Klechkovsky formulierte eine allgemeine Position, nach der die Energie der Elektronenorbitale nimmt in der Reihenfolge zu, in der die Summe der Haupt- und Nebenquantenzahlen zunimmt ( n + l), und bei Gleichheit dieser Summen hat das Orbital mit einem kleineren Wert der Hauptquantenzahl n weniger Energie.

Die Reihenfolge der Energieniveaus in der Reihenfolge zunehmender Energie ist ungefähr wie folgt:

1s< 2s < 2p < 3s < 3р < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p.

Betrachten wir die Verteilung der Elektronen in den Orbitalen der Atome der Elemente der vierten Periode (Abb. 4.5).

Reis. 4.5. Verteilung der Elektronen über die Orbitale der Atome der Elemente der vierten Periode im Grundzustand

Nach Kalium (elektronische Konfiguration 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1) und Kalzium (elektronische Konfiguration 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2) ist die innere 3D-Schale mit Elektronen gefüllt (Übergangselemente Sc - Zn) . Es ist zu beachten, dass es zwei Anomalien gibt: für die Cr- und Cu-Atome bei 4 S-Schale enthält nicht zwei Elektronen, sondern eines, d.h. Es kommt zum sogenannten „Versagen“ des äußeren 4s-Elektrons zur vorherigen 3d-Schale. Die elektronische Struktur des Chromatoms lässt sich wie folgt darstellen (Abb. 4.6).

Reis. 4.6. Verteilung der Elektronen über Orbitale für das Chromatom

Der physikalische Grund für die „Verletzung“ der Füllreihenfolge liegt in der unterschiedlichen Durchdringungsfähigkeit der Elektronenorbitale in den Kern, der besonderen Stabilität der elektronischen Konfigurationen d 5 und d 10, f 7 und f 14, entsprechend der Füllung von elektronische Orbitale mit einem oder zwei Elektronen sowie die Abschirmwirkung der inneren elektronischen Ladungsschichtkerne.

Die elektronischen Konfigurationen von Mn-, Fe-, Co-, Ni-, Cu- und Zn-Atomen werden durch die folgenden Formeln widergespiegelt:

25 Mn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2,

26 Fe 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2,

27 Co 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 7 4s 2,

28 Ni 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 8 4s 2,

29 Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 ,

30 Zn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 .

Nach Zink wird vom 31. Element – ​​Gallium bis zum 36. Element – ​​Krypton die Auffüllung der vierten Schicht (4p – Schale) fortgesetzt. Die elektronischen Konfigurationen dieser Elemente sind wie folgt:

31 Ga 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 1 ,

32 Ge 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 2 ,

33 Wie 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 ,

34 Se 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4,

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

36 Kr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 .

Es ist zu beachten, dass sich Elektronen in angeregten Zuständen in anderen Atomorbitalen befinden können, wenn der Pauli-Ausschluss nicht verletzt wird.

4.4. Arten chemischer Elemente

Alle Elemente des Periodensystems werden in vier Typen unterteilt:

1. In Atomen S-Elemente die S-Schalen der äußeren Schicht (n) sind gefüllt. Zu den s-Elementen gehören Wasserstoff, Helium und die ersten beiden Elemente jeder Periode.

2. An Atomen p-Elemente Elektronen füllen die p-Schalen der äußeren Ebene (np). Die p-Elemente umfassen die letzten 6 Elemente jeder Periode (außer dem ersten).

3. U D-Elemente ist mit Elektronen gefüllt d–Schale der zweiten äußeren Ebene (n–1) d. Dies sind Elemente von Plug-in-Dekaden großer Perioden, die zwischen den s- und p-Elementen liegen.

4. U f-Elemente die f-Unterebene der dritten äußeren Ebene (n–2) f ist mit Elektronen gefüllt. Zur Familie der F-Elemente gehören Lanthaniden und Aktiniden.

Aus der Betrachtung der elektronischen Struktur nicht angeregter Atome in Abhängigkeit von der Ordnungszahl des Elements folgt:

Die Anzahl der Energieniveaus (elektronischen Schichten) eines Atoms eines beliebigen Elements ist gleich der Anzahl der Perioden, in denen sich das Element befindet. Das bedeutet, dass S-Elemente in allen Perioden, p-Elemente in der zweiten und den folgenden Perioden, d-Elemente in der vierten und den folgenden Perioden und f-Elemente in der sechsten und siebten Periode vorkommen.

Die Periodenzahl stimmt mit der Hauptquantenzahl der Außenelektronen des Atoms überein.

s- und p-Elemente bilden die Hauptuntergruppen, d-Elemente bilden Nebenuntergruppen, f-Elemente bilden die Familien der Lanthaniden und Aktiniden. Somit umfasst die Untergruppe Elemente, deren Atome normalerweise nicht nur eine ähnliche Struktur nicht nur der äußeren, sondern auch der voräußeren Schicht aufweisen (mit Ausnahme von Elementen, bei denen es zu einem „Versagen“ des Elektrons kommt).

Die Gruppennummer gibt üblicherweise die Anzahl der Elektronen an, die an der Bildung chemischer Bindungen beteiligt sein können. Dies ist die physikalische Bedeutung der Gruppennummer. Elemente von Nebenuntergruppen haben Valenzelektronen nicht nur in ihren äußeren Schalen, sondern auch in ihren vorletzten Schalen. Dies ist der Hauptunterschied in den Eigenschaften der Elemente der Haupt- und Nebenuntergruppen.

Elemente mit der Valenz d- oder f-Elektronen werden Übergangselemente genannt.

Die Gruppennummer entspricht in der Regel der höchsten positiven Oxidationsstufe der Elemente, die sie in Verbindungen aufweisen. Die Ausnahme bildet Fluor – seine Oxidationsstufe ist –1; Von den Elementen der Gruppe VIII haben nur Os, Ru und Xe eine bekannte Oxidationsstufe von +8.

4.5. Periodizität der Eigenschaften von Atomen von Elementen

Eigenschaften von Atomen wie Radius, Ionisierungsenergie, Elektronenaffinität, Elektronegativität und Oxidationszustand hängen mit der elektronischen Struktur des Atoms zusammen.

Es gibt Radien von Metallatomen und kovalente Radien von Nichtmetallatomen. Die Radien von Metallatomen werden auf der Grundlage interatomarer Abstände berechnet, die für die meisten Metalle aufgrund experimenteller Daten gut bekannt sind. In diesem Fall entspricht der Radius eines Metallatoms der Hälfte des Abstands zwischen den Mittelpunkten zweier benachbarter Atome. Auf ähnliche Weise werden die Kovalentradien von Nichtmetallen in Molekülen und Kristallen einfacher Stoffe berechnet. Je größer der Atomradius, desto leichter können sich äußere Elektronen vom Atomkern lösen (und umgekehrt). Im Gegensatz zu Atomradien sind Ionenradien willkürliche Werte.

Von links nach rechts in Perioden nimmt der Wert der Atomradien von Metallen ab und die Atomradien von Nichtmetallen ändern sich auf komplexe Weise, da dies von der Art der chemischen Bindung abhängt. In der zweiten Periode beispielsweise nehmen die Radien der Atome zunächst ab und nehmen dann zu, besonders stark beim Übergang zu einem Edelgasatom.

In den Hauptuntergruppen nehmen die Radien der Atome von oben nach unten zu, wenn die Anzahl der elektronischen Schichten zunimmt.

Der Radius eines Kations ist kleiner als der Radius seines entsprechenden Atoms, und wenn die positive Ladung des Kations zunimmt, nimmt sein Radius ab. Im Gegenteil, der Radius eines Anions ist immer größer als der Radius seines entsprechenden Atoms. Teilchen (Atome und Ionen), die die gleiche Elektronenzahl haben, werden isoelektronisch genannt. In der Reihe isoelektronischer Ionen nimmt der Radius ab, wenn der negative Radius des Ions abnimmt und der positive Radius zunimmt. Eine solche Abnahme tritt beispielsweise in der Reihe auf: O 2–, F–, Na +, Mg 2+, Al 3+.

Ionisationsenergie– die Energie, die erforderlich ist, um einem Atom im Grundzustand ein Elektron zu entziehen. Sie wird üblicherweise in Elektronenvolt (1 eV = 96,485 kJ/mol) ausgedrückt. In einem Zeitraum von links nach rechts nimmt die Ionisierungsenergie mit zunehmender Kernladung zu. In den Hauptuntergruppen nimmt sie von oben nach unten ab, da der Abstand des Elektrons zum Kern zunimmt und die Abschirmwirkung der inneren elektronischen Schichten zunimmt.

Tabelle 4.1 zeigt die Werte der Ionisierungsenergien (Energien für die Entfernung des ersten, zweiten usw. Elektrons) für einige Atome.

In der zweiten Periode, beim Übergang von Li zu Ne, steigt die Energie der Entfernung des ersten Elektrons (siehe Tabelle 4.1). Wie aus der Tabelle hervorgeht, steigt die Ionisierungsenergie jedoch ungleichmäßig an: Bei Bor und Sauerstoff, die auf Beryllium bzw. Stickstoff folgen, ist ein leichter Rückgang zu beobachten, der auf die Besonderheiten der elektronischen Struktur von Atomen zurückzuführen ist.

Die äußere S-Schale von Beryllium ist vollständig gefüllt, sodass das Elektron daneben, Bor, in das p-Orbital gelangt. Dieses p-Elektron ist weniger fest an den Kern gebunden als das s-Elektron, sodass die Entfernung der p-Elektronen weniger Energie erfordert.

Tabelle 4.1.

Ionisierungsenergien ICH Atome einiger Elemente

Jedes p-Orbital des Stickstoffatoms hat ein Elektron. Im Sauerstoffatom gelangt ein Elektron in das p-Orbital, das bereits mit einem Elektron besetzt ist. Zwei Elektronen im selben Orbital stoßen sich stark ab, sodass es einfacher ist, ein Elektron von einem Sauerstoffatom zu entfernen als von einem Stickstoffatom.

Alkalimetalle haben die niedrigste Ionisierungsenergie und weisen daher ausgeprägte metallische Eigenschaften auf; die höchste Ionisierungsenergie haben Inertgase.

Elektronenaffinität– Energie, die freigesetzt wird, wenn ein Elektron an ein neutrales Atom bindet. Die Elektronenaffinität wird wie die Ionisierungsenergie normalerweise in Elektronenvolt ausgedrückt. Die höchste Elektronenaffinität besteht für Halogene, die niedrigste für Alkalimetalle. Tabelle 4.2 zeigt die Elektronenaffinitäten für Atome einiger Elemente.

Tabelle 4.2.

Elektronenaffinitäten von Atomen einiger Elemente

Elektronegativität- die Fähigkeit eines Atoms in einem Molekül oder Ion, Valenzelektronen von anderen Atomen anzuziehen. Elektronegativität (EO) als quantitatives Maß ist ein Näherungswert. Es wurden etwa 20 Elektronegativitätsskalen vorgeschlagen, von denen die von L. Pauling entwickelte Skala die bekannteste ist. In Abb. 4.7 zeigt die Werte von EO nach Pauling.

Reis. 4.7. Elektronegativität der Elemente (nach Pauling)

Fluor ist das elektronegativste aller Elemente auf der Pauling-Skala. Sein EO wird mit 4 angenommen. Am wenigsten elektronegativ ist Cäsium. Wasserstoff nimmt eine Zwischenstellung ein, da er bei der Wechselwirkung mit einigen Elementen ein Elektron abgibt und bei der Wechselwirkung mit anderen ein Elektron hinzugewinnt.

4.6. Säure-Base-Eigenschaften von Verbindungen; Kossel-Runde

Um die Art der Änderung der Säure-Base-Eigenschaften von Elementverbindungen zu erklären, schlug Kossel (Deutschland) die Verwendung eines einfachen Schemas vor, das auf der Annahme basiert, dass in den Molekülen eine rein ionische Bindung vorliegt und zwischen den Ionen eine Coulomb-Wechselwirkung stattfindet . Das Kossel-Schema beschreibt die Säure-Base-Eigenschaften von Verbindungen mit E-H- und E-O-H-Bindungen in Abhängigkeit von der Ladung des Kerns und dem Radius des sie bildenden Elements.

Das Kossel-Diagramm für zwei Metallhydroxide, wie LiOH und KOH, ist in Abb. dargestellt. 4.8.

Reis. 4.8. Kossel-Diagramm für LiOH und KOH

Wie aus dem dargestellten Diagramm ersichtlich ist, ist der Radius des Li + -Ions kleiner als der Radius des K + -Ions und die OH – -Gruppe ist fester an das Lithiumkation gebunden als an das Kaliumkation. Dadurch lässt sich KOH leichter in Lösung dissoziieren und die basischen Eigenschaften von Kaliumhydroxid werden stärker ausgeprägt.

Auf ähnliche Weise können Sie das Kossel-Schema für die beiden Basen CuOH und Cu(OH) 2 analysieren. Da der Radius des Cu 2+-Ions kleiner und die Ladung größer ist als die des Cu +-Ions, wird die OH-Gruppe fester vom Cu 2+-Ion gehalten. Infolgedessen ist die Base Cu(OH) 2 schwächer als CuOH.

Auf diese Weise, Die Stärke der Basen nimmt zu, wenn der Radius des Kations zunimmt und seine positive Ladung abnimmt.

In den Hauptuntergruppen nimmt die Stärke der Basen von oben nach unten zu, wenn die Radien der Elementionen in dieser Richtung zunehmen. In Perioden von links nach rechts nehmen die Radien der Elementionen ab und ihre positive Ladung zu, sodass die Stärke der Basen in dieser Richtung abnimmt.

Das Kossel-Diagramm für zwei sauerstofffreie Säuren, zum Beispiel HCl und HI, ist in Abb. dargestellt. 4.9

Reis. 4.9. Kossel-Diagramm für HCl und HI

Da der Radius des Chloridions kleiner ist als der des Iodidions, ist das H+-Ion stärker an das Anion im Salzsäuremolekül gebunden, das schwächer als Iodwasserstoffsäure ist. Auf diese Weise, Die Stärke der Anoxsäuren nimmt mit zunehmendem negativen Ionenradius zu.

Die Stärke sauerstoffhaltiger Säuren ändert sich umgekehrt. Sie nimmt zu, wenn der Radius des Ions kleiner wird und seine positive Ladung zunimmt. In Abb. Abbildung 4.10 zeigt das Kossel-Diagramm für zwei Säuren HClO und HClO 4.

Reis. 4.10. Kossel-Diagramm für HClO und HClO 4

Das C1 7+-Ion ist fest an das Sauerstoffion gebunden, sodass das Proton im HC1O 4-Molekül leichter abgespalten werden kann. Gleichzeitig ist die Bindung zwischen dem C1+-Ion und dem O2--Ion weniger stark und im HC1O-Molekül wird das Proton stärker vom O2--Anion zurückgehalten. Infolgedessen ist HClO 4 eine stärkere Säure als HClO.

Der Vorteil des Kossel-Schemas besteht darin, dass es mithilfe eines einfachen Modells ermöglicht, die Art der Änderungen der Säure-Base-Eigenschaften von Verbindungen in einer Reihe ähnlicher Substanzen zu erklären. Dieses Schema ist jedoch rein qualitativ. Es ermöglicht nur den Vergleich der Eigenschaften von Verbindungen und ermöglicht nicht die Bestimmung der Säure-Base-Eigenschaften einer willkürlich ausgewählten einzelnen Verbindung. Der Nachteil dieses Modells besteht darin, dass es nur auf elektrostatischen Konzepten basiert, während es in der Natur keine reine (hundertprozentige) Ionenbindung gibt.

4.7. Redoxeigenschaften von Elementen und ihren Verbindungen

Eine Änderung der Redoxeigenschaften einfacher Stoffe lässt sich leicht feststellen, indem man die Art der Änderung der Elektronegativität der entsprechenden Elemente berücksichtigt. In den Hauptuntergruppen nimmt die Elektronegativität von oben nach unten ab, was zu einer Abnahme der oxidativen Eigenschaften und einer Zunahme der reduzierenden Eigenschaften in dieser Richtung führt. In Perioden von links nach rechts nimmt die Elektronegativität zu. Dadurch nehmen in dieser Richtung die reduzierenden Eigenschaften einfacher Stoffe ab und die oxidierenden Eigenschaften zu. So befinden sich starke Reduktionsmittel in der unteren linken Ecke des Periodensystems der Elemente (Kalium, Rubidium, Cäsium, Barium) und starke Oxidationsmittel in der oberen rechten Ecke (Sauerstoff, Fluor, Chlor).

Die Redoxeigenschaften von Elementverbindungen hängen von ihrer Natur, dem Oxidationsgrad der Elemente, der Position der Elemente im Periodensystem und einer Reihe anderer Faktoren ab.

In den Hauptuntergruppen nehmen von oben nach unten die oxidierenden Eigenschaften sauerstoffhaltiger Säuren ab, in denen die Atome des Zentralelements die gleiche Oxidationsstufe haben. Starke Oxidationsmittel sind Salpetersäure und konzentrierte Schwefelsäure. Je größer die positive Oxidationsstufe des Elements in der Verbindung ist, desto ausgeprägter sind seine oxidierenden Eigenschaften. Kaliumpermanganat und Kaliumdichromat weisen starke oxidierende Eigenschaften auf.

In den Hauptuntergruppen nehmen die reduzierenden Eigenschaften einfacher Anionen von oben nach unten zu. Starke Reduktionsmittel sind HI, H 2 S, Iodide und Sulfide.

Hier findet der Leser Informationen über eines der wichtigsten Gesetze, die jemals vom Menschen im wissenschaftlichen Bereich entdeckt wurden – das periodische Gesetz von Dmitri Iwanowitsch Mendelejew. Sie werden mit seiner Bedeutung und seinem Einfluss auf die Chemie vertraut gemacht; es werden die allgemeinen Bestimmungen, Merkmale und Einzelheiten des Periodengesetzes, die Entdeckungsgeschichte und die wichtigsten Bestimmungen berücksichtigt.

Was ist periodisches Gesetz?

Das periodische Gesetz ist ein Naturgesetz grundlegender Natur, das erstmals 1869 von D. I. Mendeleev entdeckt wurde, und die Entdeckung selbst erfolgte durch einen Vergleich der Eigenschaften einiger chemischer Elemente und der damals bekannten Atommassenwerte.

Mendeleev argumentierte, dass nach seinem Gesetz einfache und komplexe Körper und verschiedene Elementverbindungen von ihrer periodischen Typabhängigkeit und vom Gewicht ihres Atoms abhängen.

Das periodische Gesetz ist in seiner Art einzigartig und das liegt daran, dass es im Gegensatz zu anderen Grundgesetzen der Natur und des Universums nicht durch mathematische Gleichungen ausgedrückt wird. Grafisch findet es seinen Ausdruck im Periodensystem der chemischen Elemente.

Geschichte der Entdeckung

Die Entdeckung des Periodengesetzes erfolgte im Jahr 1869, aber Versuche, alle bekannten x-ten Elemente zu systematisieren, begannen schon lange vorher.

Der erste Versuch, ein solches System zu schaffen, wurde 1829 von I. V. Debereiner unternommen. Er klassifizierte alle ihm bekannten chemischen Elemente in Triaden, die durch die Nähe der halben Summe der in dieser Gruppe von drei Komponenten enthaltenen Atommassen zueinander in Beziehung standen . Nach Debereiner versuchte A. de Chancourtois, eine einzigartige Tabelle zur Klassifizierung von Elementen zu erstellen; er nannte sein System die „irdische Spirale“, und nach ihm wurde die Newlands-Oktave von John Newlands zusammengestellt. Im Jahr 1864, fast gleichzeitig, veröffentlichten William Olding und Lothar Meyer unabhängig voneinander erstellte Tabellen.

Das periodische Gesetz wurde der wissenschaftlichen Gemeinschaft am 8. März 1869 zur Überprüfung vorgelegt, und dies geschah während einer Sitzung der Russischen Gesellschaft. Dmitri Iwanowitsch Mendelejew verkündete seine Entdeckung vor allen und im selben Jahr erschien Mendelejews Lehrbuch „Grundlagen der Chemie“, in dem erstmals das von ihm erstellte Periodensystem gezeigt wurde. Ein Jahr später, 1870, schrieb er einen Artikel und reichte ihn bei der Russischen Chemischen Gesellschaft ein, wo das Konzept des periodischen Gesetzes erstmals verwendet wurde. Im Jahr 1871 beschrieb Mendelejew sein Konzept ausführlich in seinem berühmten Artikel über das periodische Gesetz der chemischen Elemente.

Unschätzbarer Beitrag zur Entwicklung der Chemie

Die Bedeutung des periodischen Gesetzes ist für die wissenschaftliche Gemeinschaft auf der ganzen Welt unglaublich groß. Dies liegt daran, dass seine Entdeckung der Entwicklung sowohl der Chemie als auch anderer Naturwissenschaften, beispielsweise der Physik und Biologie, einen starken Impuls gab. Der Zusammenhang zwischen den Elementen und ihren qualitativen chemischen und physikalischen Eigenschaften war offen; dies ermöglichte auch das Verständnis des Wesens des Aufbaus aller Elemente nach einem Prinzip und führte zur modernen Formulierung von Konzepten über chemische Elemente, zur Konkretisierung des Wissens von Stoffen komplexer und einfacher Struktur.

Die Verwendung des periodischen Gesetzes ermöglichte es, das Problem der chemischen Vorhersage zu lösen und den Grund für das Verhalten bekannter chemischer Elemente zu bestimmen. Die Atomphysik, einschließlich der Kernenergie, wurde durch dasselbe Gesetz möglich. Diese Wissenschaften wiederum ermöglichten es, den Horizont des Wesens dieses Gesetzes zu erweitern und sein Verständnis zu vertiefen.

Chemische Eigenschaften der Elemente des Periodensystems

Im Wesentlichen sind chemische Elemente durch die ihnen innewohnenden Eigenschaften im Zustand eines freien Atoms oder Ions, solvatisiert oder hydratisiert, in einer einfachen Substanz und durch die Form, die ihre zahlreichen Verbindungen bilden können, miteinander verbunden. Diese Eigenschaften bestehen jedoch normalerweise aus zwei Phänomenen: Eigenschaften, die für ein Atom im freien Zustand und für eine einfache Substanz charakteristisch sind. Es gibt viele Arten von Eigenschaften dieser Art, aber die wichtigsten sind:

1. Atomionisation und ihre Energie, abhängig von der Position des Elements in der Tabelle, seiner Ordnungszahl.
2. Die Energieaffinität eines Atoms und eines Elektrons, die wie die Atomionisation von der Position des Elements im Periodensystem abhängt.
3. Elektronegativität eines Atoms, die keinen konstanten Wert hat, sondern sich in Abhängigkeit verschiedener Faktoren ändern kann.
4. Radien von Atomen und Ionen – hier werden in der Regel empirische Daten verwendet, die mit der Wellennatur von Elektronen in einem Bewegungszustand zusammenhängen.
5. Zerstäubung einfacher Stoffe – eine Beschreibung der Reaktivitätsfähigkeiten eines Elements.
6. Oxidationsstufen sind ein formales Merkmal, sie erscheinen jedoch als eines der wichtigsten Merkmale eines Elements.
7. Das Oxidationspotential einfacher Substanzen ist ein Maß und ein Hinweis auf das Potenzial einer Substanz, in wässrigen Lösungen zu wirken, sowie auf den Grad der Ausprägung von Redoxeigenschaften.

Periodizität interner und sekundärer Elemente

Das periodische Gesetz vermittelt ein Verständnis für einen weiteren wichtigen Bestandteil der Natur – die interne und sekundäre Periodizität. Die oben genannten Bereiche der Untersuchung atomarer Eigenschaften sind tatsächlich viel komplexer, als man denkt. Dies liegt daran, dass die Elemente s, p, d der Tabelle ihre qualitativen Eigenschaften je nach ihrer Position in der Periode (interne Periodizität) und Gruppe (sekundäre Periodizität) ändern. Beispielsweise wird der interne Prozess des Übergangs von Elementen von der ersten zur achten Gruppe zum p-Element von minimalen und maximalen Punkten auf der Kurve der Energielinie des ionisierten Atoms begleitet. Dieses Phänomen zeigt die interne Instabilität der Periodizität von Änderungen der Eigenschaften eines Atoms entsprechend seiner Position in der Periode.

Ergebnisse

Jetzt hat der Leser ein klares Verständnis und eine klare Definition dessen, was Mendeleevs periodisches Gesetz ist, erkennt seine Bedeutung für den Menschen und die Entwicklung verschiedener Wissenschaften und hat eine Vorstellung von seinen modernen Bestimmungen und der Geschichte seiner Entdeckung.

Periodisches Gesetz von D. I. Mendeleev.

Die Eigenschaften chemischer Elemente und damit die Eigenschaften der einfachen und komplexen Körper, die sie bilden, hängen periodisch von der Größe des Atomgewichts ab.

Physikalische Bedeutung des periodischen Gesetzes.

Die physikalische Bedeutung des periodischen Gesetzes liegt in der periodischen Änderung der Eigenschaften von Elementen als Ergebnis der periodischen Wiederholung der e-ten Atomhüllen mit einer stetigen Zunahme von n.

Moderne Formulierung von D. I. Mendeleevs PZ.

Die Eigenschaften chemischer Elemente sowie die Eigenschaften der von ihnen gebildeten einfachen oder komplexen Stoffe hängen periodisch von der Größe der Ladung der Kerne ihrer Atome ab.

Periodensystem.

Das Periodensystem ist ein System zur Klassifizierung chemischer Elemente, das auf der Grundlage des Periodengesetzes erstellt wurde. Das Periodensystem stellt Beziehungen zwischen chemischen Elementen her und spiegelt deren Ähnlichkeiten und Unterschiede wider.

Periodensystem (es gibt zwei Arten: kurz und lang) der Elemente.

Das Periodensystem der Elemente ist eine grafische Darstellung des Periodensystems der Elemente und besteht aus 7 Perioden und 8 Gruppen.

Frage 10

Periodensystem und Struktur der elektronischen Hüllen von Atomen von Elementen.

Später stellte sich heraus, dass nicht nur die Seriennummer eines Elements eine tiefe physikalische Bedeutung hat, sondern auch andere zuvor diskutierte Konzepte allmählich eine physikalische Bedeutung erlangten. Beispielsweise gibt die Gruppenzahl, die die höchste Wertigkeit eines Elements angibt, Aufschluss darüber, wie viele Elektronen in einem Atom eines bestimmten Elements maximal an der Bildung einer chemischen Bindung beteiligt sein können.

Es stellte sich heraus, dass die Periodenzahl wiederum mit der Anzahl der Energieniveaus zusammenhängt, die in der Elektronenhülle eines Atoms eines Elements einer bestimmten Periode vorhanden sind.

So bedeuten beispielsweise die „Koordinaten“ von Zinn Sn (Seriennummer 50, Periode 5, Hauptuntergruppe der Gruppe IV), dass in einem Zinnatom 50 Elektronen vorhanden sind, diese sind auf 5 Energieniveaus verteilt, nur 4 Elektronen sind Valenzelektronen .

Die physikalische Bedeutung des Auffindens von Elementen in Untergruppen verschiedener Kategorien ist äußerst wichtig. Es stellt sich heraus, dass sich bei Elementen in Untergruppen der Kategorie I das nächste (letzte) Elektron befindet S-Unterebene externe Ebene. Diese Elemente gehören zur elektronischen Familie. Bei Atomen von Elementen, die sich in Untergruppen der Kategorie II befinden, befindet sich das nächste Elektron auf p-Unterebene externe Ebene. Dies sind Elemente der „p“-Elektronenfamilie. Somit befindet sich das nächste 50. Elektron in Zinnatomen auf dem p-Unterniveau des äußeren, also dem 5. Energieniveau.

Bei Atomen von Elementen der Untergruppen der Kategorie III befindet sich das nächste Elektron auf D-Unterebene, aber schon auf der äußeren Ebene handelt es sich um Elemente der elektronischen „d“-Familie. In Lanthaniden- und Aktinidenatomen befindet sich das nächste Elektron auf der f-Unterebene, vor der äußeren Ebene. Dies sind die Elemente der elektronischen Familie "F".

Es ist daher kein Zufall, dass die Anzahl der Untergruppen dieser vier oben genannten Kategorien, also 2-6-10-14, mit der maximalen Anzahl von Elektronen in den s-p-d-f-Unterebenen übereinstimmt.

Es stellt sich jedoch heraus, dass es möglich ist, die Frage nach der Reihenfolge der Füllung der Elektronenhülle zu lösen und die elektronische Formel für ein Atom eines beliebigen Elements auf der Grundlage des Periodensystems abzuleiten, das mit ausreichender Klarheit die Ebene und Unterebene jedes Elements angibt aufeinanderfolgendes Elektron. Das Periodensystem gibt auch die Einordnung der Elemente nacheinander in Perioden, Gruppen, Untergruppen und die Verteilung ihrer Elektronen auf Ebenen und Unterebenen an, da jedes Element sein eigenes, sein letztes Elektron charakterisierendes Element hat. Schauen wir uns als Beispiel die Erstellung einer elektronischen Formel für ein Atom des Elements Zirkonium (Zr) an. Das Periodensystem gibt Indikatoren und „Koordinaten“ dieses Elements an: Seriennummer 40, Periode 5, Gruppe IV, sekundäre Untergruppe. Erste Schlussfolgerungen: a) es gibt insgesamt 40 Elektronen, b) diese 40 Elektronen sind auf fünf Energieniveaus verteilt; c) von den 40 Elektronen sind nur 4 Valenzelektronen, d) das nächste 40. Elektron ist vor dem äußeren, d Die Koordinaten werden jedes Mal anders sein.