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PERIODENSYSTEM ist eine Klassifizierung chemischer Elemente gemäß dem Periodengesetz, das eine periodische Änderung der Eigenschaften chemischer Elemente mit zunehmender Atommasse festlegt, verbunden mit einer Erhöhung der Ladung des Kerns ihrer Atome; Daher stimmt die Ladung des Atomkerns mit der Ordnungszahl des Elements im Periodensystem überein und wird genannt atomar Anzahl Element. Das Periodensystem der Elemente wird in Form einer Tabelle (Periodensystem der Elemente) erstellt, in deren horizontalen Zeilen - Perioden- es gibt eine allmähliche Änderung der Eigenschaften der Elemente und beim Übergang von einer Periode zur anderen - eine periodische Wiederholung gemeinsamer Eigenschaften; vertikale Spalten - Gruppen- Elemente mit ähnlichen Eigenschaften kombinieren. Das Periodensystem erlaubt es, ohne spezielle Studien, die Eigenschaften eines Elements nur auf der Grundlage der bekannten Eigenschaften von Elementen zu erfahren, die in einer Gruppe oder Periode benachbart sind. Physikalische und chemische Eigenschaften (Aggregatzustand, Härte, Farbe, Wertigkeit, Ionisierung, Stabilität, Metallizität oder Nichtmetallizität usw.) können für ein Element anhand des Periodensystems vorhergesagt werden.
Ende des 18. und Anfang des 19. Jahrhunderts. Chemiker versuchten, chemische Elemente nach ihren physikalischen und chemischen Eigenschaften zu klassifizieren, insbesondere auf der Grundlage des Aggregatzustands des Elements, des spezifischen Gewichts (Dichte), der elektrischen Leitfähigkeit, der Metallizität - Nichtmetallizität, der Basizität - der Säure, etc.
Klassifizierungen nach "Atomgewicht"
(d.h. durch relative Atommasse).
Prouts Hypothese.
| Tabelle 1. Periodensystem der Elemente, veröffentlicht von Mendelejew im Jahr 1869 (erste Version) |
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| Ti = 50 | Zr = 90 | ? = 180 | |||
| V=51 | Nb = 94 | Ta = 182 | |||
| cr=52 | Mo = 96 | B=186 | |||
| Mn = 55 | Rh = 104,4 | Pt = 197,4 | |||
| Fe = 56 | Ru = 104,4 | Ir = 198 | |||
| Ni = | Co = 59 | Pd = 106,6 | Os = 199 | ||
| H=1 | Cu = 63,4 | Ag = 108 | Hg = 200 | ||
| Be = 9,4 | Magnesium = 24 | Zn = 65,2 | CD = 112 | ||
| B=11 | Al = 27,4 | ? = 68 | Ur = 116 | Au = 197? | |
| C=12 | Si = 28 | ? = 70 | Sn = 118 | ||
| N = 14 | P=31 | Als = 75 | Sb = 122 | Bi = 210? | |
| O=16 | S=32 | Se = 79,4 | Te = 128? | ||
| F=19 | Cl = 35,5 | Br = 80 | Ich=127 | ||
| Li = 7 | Na = 23 | K = 39 | Rb = 85,4 | CS = 133 | Tl = 204 |
| Ca=40 | Sr = 87,6 | Ba = 137 | Pb = 207 | ||
| ? = 45 | Ce = 92 | ||||
| ?Er = 56 | La = 94 | ||||
| ?Yt = 60 | Di = 95 | ||||
| ΔIn = 75,6 | th = 118 | ||||
| Tabelle 2. MODIFIZIERTE MENDELEEV-TABELLE | |||||||||||||||||||||||||
| Gruppe | ich | II | III | IV | v | VI | VII | VIII | 0 | ||||||||||||||||
| Oxid- oder Hydridformel Untergruppe |
R2O | RO | R2O3 | RH4 RO 2 |
RH 3 R2O5 |
RH 2 RO 3 |
RH R2O7 |
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| Zeitraum 1 | 1 H Wasserstoff 1,0079 |
2 Er Helium 4,0026 |
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| Zeitraum 2 | 3 Li Lithium 6,941 |
4 Sei Beryllium 9,0122 |
5 B Bor 10,81 |
6 C Kohlenstoff 12,011 |
7 N Stickstoff 14,0067 |
8 Ö Sauerstoff 15,9994 |
9 F Fluor 18,9984 |
10 Nein Neon 20,179 |
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| Zeitraum 3 | 11 N / A Natrium 22,9898 |
12 mg Magnesium 24,305 |
13 Al Aluminium 26,9815 |
14 Si Silizium 28,0855 |
15 P Phosphor 30,9738 |
16 S Schwefel 32,06 |
17 Kl Chlor 35,453 |
18 Ar Argon 39,948 |
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| Zeitraum 4 | 19 K Kalium 39,0983 29 Cu Kupfer 63,546 |
20 Ca Kalzium 40,08 30 Zn Zink 65,39 |
21 sc Scandium 44,9559 31 Ga Gallium 69,72 |
22 Ti Titan 47,88 32 Ge Germanium 72,59 |
23 v Vanadium 50,9415 33 Als Arsen 74,9216 |
24 Kr Chrom 51,996 34 Se Selen 78,96 |
25 Mn Mangan 54,9380 35 Br Brom 79,904 |
26 Fe Eisen 55,847 |
27 co Kobalt 58,9332 |
28 Ni Nickel 58,69 |
36 |
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| Zeitraum 5 | 37 Rb Rubidium 85,4678 47 Ag Silber 107,868 |
38 Sr Strontium 87,62 48 CD Cadmium 112,41 |
39 Y Yttrium 88,9059 49 In Indium 114,82 |
40 Zr Zirkonium 91,22 50 schn Zinn 118,69 |
41 Nb Niob 92,9064 51 Sb Antimon 121,75 |
42 Mo Molybdän 95,94 52 Te Tellur 127,60 |
43 Tc Technetium 53 ich Jod 126,9044 |
44 Ru Ruthenium 101,07 |
45 Rh Rhodium 102,9055 |
46 Pd Palladium 106,4 |
54 |
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| Zeitraum 6 | 55 Cs Cäsium 132,9054 79 Au Gold 196,9665 |
56 Ba Barium 137,33 80 hg Quecksilber 200,59 |
57* La Lanthan 138,9055 81 Tl Thallium 204,38 |
72 hf Hafnium 178,49 82 Pb Führen 207,21 |
73 Ta Tantal 180,9479 83 Bi Wismut 208,9804 |
74 W Wolfram 183,85 84 Po Polonium |
75 Betreff Rhenium 186,207 85 Beim Astatin |
76 Os Osmium 190,2 |
77 Ir Iridium 192,2 |
78 Pkt Platin 195,08 |
86 |
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| Zeitraum 7 | 87 Fr Frankreich |
88 Ra Radium 226,0254 |
89** AC Aktinium 227,028 |
104 | 105 | 106 | 107 | 108 | 109 | ||||||||||||||||
| * | 58 Ce 140,12 |
59 Pr 140,9077 |
60 Nd 144,24 |
61 Uhr |
62 klein 150,36 |
63 EU 151,96 |
64 Gd 157,25 |
65 Tb 158,9254 |
66 Dy 162,50 |
67 Ho 164,9304 |
68 Äh 167,26 |
69 Tm 168,9342 |
70 Yb 173,04 |
71 Lu 174,967 |
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| ** | 90 Th 232,0381 |
91 Pa 231,0359 |
92 U 238,0289 |
93 Nr 237,0482 |
94 Pu |
95 Bin |
96 cm |
97 schwarz |
98 vgl |
99 Es |
100 FM |
101 md |
102 nein |
103 lr |
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| * Lanthanide: Cer, Praseodym, Neodym, Promethium, Samarium, Europium, Gadolinium, Terbium, Dysprosium, Holmium, Erbium, Thulium, Ytterbium, Lutetium. ** Aktinide: Thorium, Protactinium, Uran, Neptunium, Plutonium, Americium, Curium, Berkelium, Californium, Einsteinium, Fermium, Mendelevium, Nobelium, Lawrencium. Notiz. Die Ordnungszahl ist über dem Elementsymbol angegeben, die Atommasse ist unter dem Elementsymbol angegeben. Der Wert in Klammern ist die Massenzahl des langlebigsten Isotops. |
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Perioden.
In dieser Tabelle ordnete Mendeleev die Elemente in horizontalen Reihen an - Perioden. Die Tabelle beginnt mit einem sehr kurzen Zeitraum, der nur Wasserstoff und Helium enthält. Die nächsten beiden kurzen Perioden enthalten jeweils 8 Elemente. Dann gibt es vier lange Perioden. Alle Perioden außer der ersten beginnen mit einem Alkalimetall (Li, Na, K, Rb, Cs) und alle Perioden enden mit einem Edelgas. In der 6. Periode gibt es eine Reihe von 14 Elementen - Lanthaniden, die formal keinen Platz in der Tabelle haben und normalerweise unter die Tabelle gestellt werden. Eine andere ähnliche Reihe - Aktiniden - befindet sich in der 7. Periode. Diese Reihe umfasst Elemente, die im Labor hergestellt wurden, beispielsweise durch Beschuss von Uran mit subatomaren Teilchen, und wird auch unter den Lanthaniden unter dem Tisch platziert.
Gruppen und Untergruppen.
Wenn die Perioden untereinander angeordnet sind, sind die Elemente in Spalten angeordnet und bilden Gruppen mit den Nummern 0, I, II, ..., VIII. Von den Elementen innerhalb jeder Gruppe wird erwartet, dass sie ähnliche allgemeine chemische Eigenschaften aufweisen. Eine noch größere Ähnlichkeit wird für Elemente in den Untergruppen (A und B) beobachtet, die aus Elementen aller Gruppen außer 0 und VIII gebildet werden. Die Untergruppe A wird als Hauptuntergruppe und B als sekundäre Untergruppe bezeichnet. Einige Familien haben Namen, wie Alkalimetalle (Gruppe IA), Erdalkalimetalle (Gruppe IIA), Halogene (Gruppe VIIA) und Edelgase (Gruppe 0). Gruppe VIII enthält die Übergangsmetalle Fe, Co und Ni; Ru, Rh und Pd; Os, Ir und Pt. Inmitten langer Perioden sind diese Elemente einander ähnlicher als den Elementen davor und danach. In mehreren Fällen wird die Reihenfolge der Zunahme der Atomgewichte (genauer gesagt der Atommassen) verletzt, beispielsweise in Paaren von Tellur und Jod, Argon und Kalium. Diese "Verletzung" ist notwendig, um die Ähnlichkeit von Elementen in Untergruppen aufrechtzuerhalten.
Metalle, Nichtmetalle.
Die Diagonale von Wasserstoff zu Radon teilt grob alle Elemente in Metalle und Nichtmetalle ein, während Nichtmetalle oberhalb der Diagonale liegen. (Nichtmetalle umfassen 22 Elemente – H, B, C, Si, N, P, As, O, S, Se, Te, Halogene und Edelgase, Metalle – alle anderen Elemente.) Entlang dieser Linie befinden sich Elemente, die einige haben Eigenschaften von Metallen und Nichtmetallen (Metalloide sind ein veralteter Name für solche Elemente). Betrachtet man die Eigenschaften nach Untergruppen von oben nach unten, ist eine Zunahme der metallischen Eigenschaften und eine Abschwächung der nichtmetallischen Eigenschaften zu beobachten.
Wertigkeit.
Die allgemeinste Definition der Wertigkeit eines Elements ist die Fähigkeit seiner Atome, sich in bestimmten Verhältnissen mit anderen Atomen zu verbinden. Manchmal wird die Wertigkeit eines Elements durch das Konzept der ihm nahestehenden Oxidationsstufe (s.o.) ersetzt. Die Oxidationsstufe entspricht der Ladung, die ein Atom annehmen würde, wenn alle Elektronenpaare seiner chemischen Bindungen zu elektronegativeren Atomen verschoben würden. In jedem Zeitraum, von links nach rechts, nimmt der positive Oxidationszustand der Elemente zu. Elemente der Gruppe I haben s.d. gleich +1 und die Oxidformel R 2 O, Elemente der Gruppe II – bzw. +2 und RO usw. Elemente mit negativer s.d. sind in den Gruppen V, VI und VII; Es wird angenommen, dass Kohlenstoff und Silizium, die zur Gruppe IV gehören, keine negative Oxidationsstufe haben. Halogene der Oxidationsstufe –1 bilden mit Wasserstoff Verbindungen der Zusammensetzung RH. Im Allgemeinen entspricht die positive Oxidationsstufe der Elemente der Gruppennummer und die negative der Differenz von acht minus der Gruppennummer. Aus der Tabelle ist es unmöglich, das Vorhandensein oder Fehlen anderer Oxidationsstufen zu bestimmen.
Die physikalische Bedeutung der Ordnungszahl.
Ein wahres Verständnis des Periodensystems ist nur auf der Grundlage moderner Vorstellungen über die Struktur des Atoms möglich. Die Ordnungszahl eines Elements im Periodensystem ist für das Verständnis chemischer Eigenschaften viel wichtiger als sein Atomgewicht (d. h. die relative Atommasse).
Die Struktur des Atoms.
1913 verwendete N. Bohr das Kernmodell des Atomaufbaus, um das Spektrum des Wasserstoffatoms, des leichtesten und damit einfachsten Atoms, zu erklären. Bohr schlug vor, dass das Wasserstoffatom aus einem Proton besteht, das den Kern des Atoms bildet, und einem Elektron, das sich um den Kern dreht.
Definition des Begriffs Ordnungszahl.
1913 schlug A. van den Broek vor, dass die Ordnungszahl eines Elements - seine Ordnungszahl - mit der Anzahl der Elektronen, die sich um den Kern eines neutralen Atoms drehen, und mit der positiven Ladung des Atomkerns in Einheiten von identifiziert werden sollte Elektronenladung. Es war jedoch notwendig, die Identität der Ladung des Atoms und der Ordnungszahl experimentell zu bestätigen. Bohr postulierte weiter, dass die charakteristische Röntgenemission eines Elements demselben Gesetz folgen sollte wie das Spektrum von Wasserstoff. Wenn also die Ordnungszahl Z mit der Ladung des Kerns in Einheiten der Elektronenladung identifiziert wird, dann sollten die Frequenzen (Wellenlängen) der entsprechenden Linien in den Röntgenspektren verschiedener Elemente proportional zu Z 2 sein, dem Quadrat von die Ordnungszahl des Elements.
In den Jahren 1913-1914 erhielt G. Moseley, der die charakteristische Röntgenstrahlung von Atomen verschiedener Elemente untersuchte, eine brillante Bestätigung von Bohrs Hypothese. Moseleys Arbeit bestätigte somit die Annahme von van den Broek, dass die Ordnungszahl eines Elements mit der Ladung seines Kerns identisch ist; Die Ordnungszahl, nicht die Atommasse, ist die wahre Grundlage für die Bestimmung der chemischen Eigenschaften eines Elements.
Periodizität und Atomstruktur.
Bohrs Quantentheorie der Struktur des Atoms entwickelte sich in den zwei Jahrzehnten nach 1913. Bohrs vorgeschlagene „Quantenzahl“ wurde zu einer der vier Quantenzahlen, die zur Charakterisierung des Energiezustands eines Elektrons benötigt werden. 1925 formulierte W. Pauli sein berühmtes „Verbotsprinzip“ (Pauli-Prinzip), wonach es in einem Atom keine zwei Elektronen geben kann, bei denen alle Quantenzahlen gleich wären. Als dieses Prinzip auf die elektronischen Konfigurationen von Atomen angewendet wurde, erhielt das Periodensystem eine physikalische Grundlage. Da die Ordnungszahl Z, d.h. Wenn die positive Ladung des Kerns eines Atoms zunimmt, muss auch die Anzahl der Elektronen zunehmen, um die Elektroneutralität des Atoms aufrechtzuerhalten. Diese Elektronen bestimmen das chemische "Verhalten" des Atoms. Nach dem Pauli-Prinzip füllen die Elektronen mit zunehmendem Wert der Quantenzahl die Elektronenschichten (Schalen) beginnend mit denen, die dem Kern am nächsten sind. Die fertige Schicht, die nach dem Pauli-Prinzip mit allen Elektronen gefüllt ist, ist am stabilsten. Daher sind Edelgase wie Helium und Argon, die über vollständig abgeschlossene elektronische Strukturen verfügen, resistent gegen jeden chemischen Angriff.
Elektronische Konfigurationen.
Die folgende Tabelle listet die möglichen Elektronenzahlen für verschiedene Energiezustände auf. Hauptquantenzahl n= 1, 2, 3, ... charakterisiert das Energieniveau der Elektronen (das 1. Niveau liegt näher am Kern). Orbitale Quantenzahl l = 0, 1, 2,..., n– 1 charakterisiert den Bahndrehimpuls. Die Orbitalquantenzahl ist immer kleiner als die Hauptquantenzahl, und ihr Maximalwert ist gleich der Hauptquantenzahl minus 1. Jeder Wert l entspricht einem bestimmten Orbitaltyp - s, p, d, f... (diese Bezeichnung stammt aus der spektroskopischen Nomenklatur des 18. Jahrhunderts, als verschiedene Serien beobachteter Spektrallinien bezeichnet wurden s Harfe, p Rektor, d diffus u f undamental).
| Tabelle 3. ANZAHL DER ELEKTRONEN IN VERSCHIEDENEN ENERGIEZUSTANDEN DES ATOMS | |||
| Hauptquantenzahl | Orbitale Quantenzahl | Die Anzahl der Elektronen auf der Schale | Energiezustandsbezeichnung (Orbitaltyp) |
| 1 | 0 | 2 | 1s |
| 2 | 0 | 2 | 2s |
| 1 | 6 | 2p | |
| 3 | 0 | 2 | 3s |
| 1 | 6 | 3p | |
| 2 | 10 | 3d | |
| 4 | 0 | 2 | 4s |
| 1 | 6 | 4p | |
| 2 | 10 | 4d | |
| 3 | 14 | 4f | |
| 5 | 0 | 2 | 5s |
| 1 | 6 | 5p | |
| 2 | 10 | 5d | |
| 5 | 14 | 5f | |
| 4 | 18 | 5g | |
| 6 | 0 | 2 | 6s |
| 1 | 6 | 6p | |
| 2 | 10 | 6d | |
| ... | ... | ... | ... |
| 7 | 0 | 2 | 7s |
Kurze und lange Perioden.
Die unterste vollständig abgeschlossene Elektronenhülle (Orbital) wird mit 1 bezeichnet s und wird in Helium realisiert. Nächste Ebenen - 2 s und 2 p- entsprechen dem Aufbau der Atomhüllen der Elemente der 2. Periode und enthalten bei vollem Aufbau für Neon insgesamt 8 Elektronen. Wenn die Werte der Hauptquantenzahl zunehmen, kann der Energiezustand der niedrigsten Orbitalzahl für das größere Prinzipal niedriger sein als der Energiezustand der höchsten Orbitalquantenzahl, die dem kleineren Prinzipal entspricht. Also Energiezustand 3 d höher als 4 s, also werden die Elemente der 3. Periode aufgebaut 3 s- und 3 p-Orbitale, die mit der Bildung einer stabilen Struktur des Edelgases Argon enden. Als nächstes kommt das Folgegebäude 4 s-, 3d- und 4 p-Orbitale für Elemente der 4. Periode bis zur Fertigstellung der äußeren stabilen Elektronenhülle von 18 Elektronen für Krypton. Dies führt zum Auftreten der ersten langen Periode. Ebenso Gebäude 5 s-, 4d- und 5 p-Orbitale von Atomen der Elemente der 5. (d. h. der zweiten langen) Periode, die mit der elektronischen Struktur von Xenon enden.
Lanthaniden und Aktiniden.
Sequentielles Auffüllen mit Elektronen 6 s-, 4f-, 5d- und 6 p-Orbitale der Elemente der 6. (d. h. der dritten langen) Periode führt zum Auftreten neuer 32 Elektronen, die die Struktur des letzten Elements dieser Periode bilden - Radon. Beginnend mit dem 57. Element, Lanthan, sind 14 Elemente hintereinander angeordnet, die sich in ihren chemischen Eigenschaften kaum unterscheiden. Sie bilden eine Reihe von Lanthanoiden oder Seltenerdelementen, in denen 4 f-Schale mit 14 Elektronen.
Die hinter dem Actinium (Ordnungszahl 89) liegende Reihe der Actiniden ist durch den Aufbau von 5 gekennzeichnet f- Muscheln; es enthält auch 14 Elemente, die in ihren chemischen Eigenschaften sehr ähnlich sind. Das Element mit der Ordnungszahl 104 (Rutherfordium), das auf das letzte der Actinoide folgt, unterscheidet sich bereits in seinen chemischen Eigenschaften: Es ist ein Analogon von Hafnium. Die folgenden Namen werden für die Elemente nach Rutherfordium akzeptiert: 105 - Dubnium (Db), 106 - Seaborgium (Sg), 107 - Bohrium (Bh), 108 - Hassium (Hs), 109 - Meitnerium (Mt).
Anwendung des Periodensystems.
Die Kenntnis des Periodensystems ermöglicht es dem Chemiker, die Eigenschaften jedes Elements mit einem gewissen Grad an Genauigkeit vorherzusagen, bevor er damit beginnt, damit zu arbeiten. Metallurgen halten beispielsweise das Periodensystem für nützlich, um neue Legierungen zu erstellen, da mit Hilfe des Periodensystems eines der Metalle der Legierung ersetzt werden kann, indem ein Ersatz dafür unter seinen Nachbarn in der Tabelle ausgewählt wird, so dass mit einem bestimmten Wahrscheinlichkeit wird es keine signifikante Änderung der Eigenschaften der daraus gebildeten Legierung geben.
1. Geben Sie den Namen des Elements und seine Bezeichnung an. Ermitteln Sie Seriennummer, Periodennummer, Gruppe, Untergruppe des Elements. Geben Sie die physikalische Bedeutung der Systemparameter an - Seriennummer, Periodennummer, Gruppennummer. Begründen Sie die Position in der Untergruppe.
2. Geben Sie die Anzahl der Elektronen, Protonen und Neutronen in einem Atom eines Elements, die Kernladung und die Massenzahl an.
3. Erstellen Sie eine vollständige elektronische Formel des Elements, bestimmen Sie die elektronische Familie, ordnen Sie eine einfache Substanz der Klasse der Metalle oder Nichtmetalle zu.
4. Zeichnen Sie grafisch die elektronische Struktur des Elements (oder die letzten beiden Ebenen).
5. Stellen Sie alle möglichen Wertigkeitszustände grafisch dar.
6. Geben Sie Anzahl und Art der Valenzelektronen an.
7. Listen Sie alle möglichen Wertigkeiten und Oxidationsstufen auf.
8. Schreiben Sie die Formeln der Oxide und Hydroxide für alle Wertigkeiten. Geben Sie ihre chemische Natur an (bestätigen Sie die Antwort mit den Gleichungen der entsprechenden Reaktionen).
9. Geben Sie die Formel einer Wasserstoffverbindung an.
10. Benennen Sie den Gültigkeitsbereich dieses Elements
Entscheidung. Scandium entspricht im PSE dem Element mit der Ordnungszahl 21.
1. Das Element befindet sich in der IV-Periode. Die Periodenzahl bedeutet die Anzahl der Energieniveaus im Atom dieses Elements, davon hat es 4. Scandium befindet sich in der 3. Gruppe - auf der äußeren Ebene des 3. Elektrons; in der Seitengruppe. Daher befinden sich seine Valenzelektronen in den 4s- und 3d-Unterebenen. Die Seriennummer stimmt numerisch mit der Ladung des Kerns eines Atoms überein.
2. Die Kernladung des Scandiumatoms beträgt +21.
Die Anzahl der Protonen und Elektronen beträgt jeweils 21.
Die Anzahl der Neutronen A–Z = 45 – 21 = 24.
Die Gesamtzusammensetzung des Atoms: ( 
).
3. Vollständige elektronische Formel von Scandium:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 .
Elektronenfamilie: d-Element, wie beim Füllvorgang
d-Orbitale. Die elektronische Struktur des Atoms endet mit s-Elektronen, sodass Scandium metallische Eigenschaften aufweist; einfache Substanz - Metall.
4. Die elektronische Grafikkonfiguration sieht folgendermaßen aus:
5. Mögliche Wertigkeitszustände aufgrund der Anzahl der ungepaarten Elektronen:
- im Grundzustand:
– in Scandium in einem angeregten Zustand bewegt sich ein Elektron aus dem 4s-Orbital in ein freies 4p-Orbital, ein ungepaartes d-Elektron erhöht die Valenzfähigkeiten von Scandium.
Sc hat im angeregten Zustand drei Valenzelektronen.
6. Mögliche Wertigkeiten werden in diesem Fall durch die Anzahl der ungepaarten Elektronen bestimmt: 1, 2, 3 (oder I, II, III). Mögliche Oxidationsstufen (spiegeln die Anzahl der verschobenen Elektronen wider) +1, +2, +3 (da Scandium ein Metall ist).
7. Die charakteristischste und stabilste Wertigkeit III, Oxidationsstufe +3. Das Vorhandensein nur eines Elektrons im d-Zustand ist für die geringe Stabilität der 3d 1 4s 2 -Konfiguration verantwortlich.
Scandium und seine Analoga weisen im Gegensatz zu anderen d-Elementen eine konstante Oxidationsstufe von +3 auf, dies ist die höchste Oxidationsstufe und entspricht der Gruppenzahl.
8. Formeln von Oxiden und ihre chemische Natur:
Form höherer Oxide - (amphoterisch);
Hydroxidformeln: – amphoter.
Reaktionsgleichungen, die die amphotere Natur von Oxiden und Hydroxiden bestätigen:
(Skandate von Lithium),
(Scandiumchlorid),
( Kaliumhexahydroxoscandiat (III) ),
(Scandiumsulfat).
9. Es geht keine Verbindungen mit Wasserstoff ein, da es in der Nebengruppe steht und ein d-Element ist.
10. Scandiumverbindungen werden in der Halbleitertechnik verwendet.
Beispiel 2 Welches der beiden Elemente, Mangan oder Brom, hat ausgeprägtere metallische Eigenschaften?
Entscheidung. Diese Elemente befinden sich in der vierten Periode. Wir schreiben ihre elektronischen Formeln auf:
Mangan ist ein d-Element, also ein Element einer Seitenuntergruppe, und Brom ist es
p-Element der Hauptuntergruppe derselben Gruppe. Auf der äußeren elektronischen Ebene hat das Manganatom nur zwei Elektronen, während das Bromatom sieben hat. Der Radius des Manganatoms ist kleiner als der Radius des Bromatoms bei gleicher Anzahl an Elektronenschalen.
Ein gemeinsames Muster für alle Gruppen, die p- und d-Elemente enthalten, ist das Vorherrschen metallischer Eigenschaften bei d-Elementen.
So sind die metallischen Eigenschaften von Mangan ausgeprägter als die von Brom.
Nachdem der große russische Wissenschaftler D.I. Mendeleev leitete 1869 das Gesetz der Periodizität ab:
die Eigenschaften der Elemente und damit die Eigenschaften der von ihnen gebildeten einfachen und zusammengesetzten Körper stehen in periodischer Abhängigkeit von der Größe der Atomgewichte der Elemente.
moderne Formulierung des Periodengesetzes von Mendelejew:
Die Eigenschaften chemischer Elemente sowie die Formen und Eigenschaften von Elementverbindungen stehen in periodischer Abhängigkeit von der Ladung ihrer Kerne.
Die Anzahl der Protonen im Kern bestimmt den Wert der positiven Ladung des Kerns und dementsprechend die Seriennummer Z des Elements im Periodensystem. Die Gesamtzahl der Protonen und Neutronen wird genannt Massenzahl A, sie ist ungefähr gleich der Masse des Kerns. Also die Anzahl der Neutronen (N) im Kernel kann durch die Formel gefunden werden:
N = EIN - Z.
Elektronische Konfiguration- die Formel für die Anordnung von Elektronen in verschiedenen Elektronenhüllen eines atomchemischen Elements
Oder Moleküle.
17. Quantenzahlen und Reihenfolge der Füllung von Energieniveaus und Orbitalen in Atomen. Regeln von Klechkovsky
Die Reihenfolge der Verteilung von Elektronen über Energieniveaus und Unterniveaus in der Hülle eines Atoms wird als seine elektronische Konfiguration bezeichnet. Der Zustand jedes Elektrons in einem Atom wird durch vier Quantenzahlen bestimmt:
1. Hauptquantenzahl n charakterisiert am weitesten die Energie eines Elektrons in einem Atom. n = 1, 2, 3….. Das Elektron hat bei n = 1 die niedrigste Energie, während es dem Atomkern am nächsten ist.
2. Orbitale (seitliche, azimutale) Quantenzahl l bestimmt die Form der Elektronenwolke und in geringem Maße ihre Energie. Für jeden Wert der Hauptquantenzahl n kann die Bahnquantenzahl null und eine Anzahl ganzzahliger Werte annehmen: l = 0…(n-1)
Die Zustände eines Elektrons, die durch unterschiedliche Werte von l gekennzeichnet sind, werden üblicherweise als Energieunterniveaus eines Elektrons in einem Atom bezeichnet. Jede Unterebene ist mit einem bestimmten Buchstaben bezeichnet, sie entspricht einer bestimmten Form der Elektronenwolke (Orbital).
3. Magnetische Quantenzahl m l bestimmt die möglichen Orientierungen der Elektronenwolke im Raum. Die Anzahl solcher Orientierungen wird durch die Anzahl der Werte bestimmt, die die magnetische Quantenzahl annehmen kann:
ml = -l, …0,…+l
Die Anzahl solcher Werte für ein bestimmtes l: 2l+1
Entsprechend: für s-Elektronen: 2·0 +1=1 (ein Kugelorbital kann nur in eine Richtung orientiert sein);
4. Spinquantenzahl m s o spiegelt das Vorhandensein eines Eigenimpulses des Elektrons wider.
Die Spinquantenzahl kann nur zwei Werte annehmen: m s = +1/2 oder –1/2
Elektronenverteilung in Mehrelektronenatomen erfolgt nach drei Prinzipien:
Pauli-Prinzip
Ein Atom kann keine Elektronen haben, die die gleiche Menge aller vier Quantenzahlen haben.
2. Hundsche Regel(Straßenbahnregel)
Im stabilsten Zustand des Atoms befinden sich Elektronen innerhalb der elektronischen Unterebene, so dass ihr Gesamtspin maximal ist. Ähnlich wie beim Auffüllen von Doppelsitzen in einer leeren Straßenbahn, die sich der Haltestelle nähert, setzen sich zunächst Personen, die sich nicht kennen, nacheinander auf Doppelsitze (und Elektronen in Orbitalen), und zwar erst, wenn die leeren Doppelsitze ausgefahren sind zwei.
Das Prinzip der minimalen Energie (Regeln von V. M. Klechkovsky, 1954)
1) Mit zunehmender Ladung des Atomkerns erfolgt die sukzessive Füllung von Elektronenorbitalen von Orbitalen mit einem kleineren Wert der Summe der Haupt- und Orbitalfünfte (n + l) zu Orbitalen mit einem größeren Wert von diese Summe.
2) Bei gleichen Werten der Summe (n + l) erfolgt die Füllung der Orbitale sequentiell in Richtung Erhöhung des Wertes der Hauptquantenzahl.
18. Methoden zur Modellierung chemischer Bindungen: die Methode der Valenzbindungen und die Methode der Molekülorbitale.
Valenzbindungsmethode
Die einfachste ist die Methode der Valenzbindungen (BC), die 1916 vom amerikanischen Physikochemiker Lewis vorgeschlagen wurde.
Die Methode der Valenzbindungen betrachtet eine chemische Bindung als Ergebnis der Anziehung der Kerne zweier Atome zu einem oder mehreren ihnen gemeinsamen Elektronenpaaren. Eine solche Zwei-Elektronen- und Zwei-Zentren-Bindung, die zwischen zwei Atomen lokalisiert ist, wird als kovalent bezeichnet.
Prinzipiell sind zwei Mechanismen zur Bildung einer kovalenten Bindung möglich:
1. Paarung von Elektronen zweier Atome unter der Bedingung entgegengesetzter Ausrichtung ihrer Spins;
2. Donor-Akzeptor-Wechselwirkung, bei der ein betriebsbereites Elektronenpaar eines der Atome (Donor) in Gegenwart eines energetisch günstigen freien Orbitals eines anderen Atoms (Akzeptor) gemeinsam wird.
IV - VII - große Perioden, da bestehen aus zwei Reihen (gerade und ungerade) von Elementen.
In geraden Reihen großer Perioden sind typische Metalle. Die ungerade Reihe beginnt mit einem Metall, dann werden die metallischen Eigenschaften schwächer und die nichtmetallischen Eigenschaften nehmen zu, die Periode endet mit einem Edelgas.
Gruppe ist eine vertikale Reihe von chem. Elemente kombiniert durch chem. Eigenschaften.
Gruppe
Hauptuntergruppe sekundäre Untergruppe
Die Hauptuntergruppe umfasst Die sekundäre Untergruppe umfasst
Elemente sowohl kleiner als auch großer Elemente nur großer Perioden.
Perioden.
H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Cu, Ag, Au
klein groß groß
Für Elemente, die in derselben Gruppe kombiniert sind, sind die folgenden Muster charakteristisch:
1. Höchste Wertigkeit von Elementen in Verbindungen mit Sauerstoff(bis auf wenige ausnahmen) entspricht der Gruppennummer.
Elemente sekundärer Untergruppen können auch eine andere höhere Wertigkeit aufweisen. Beispielsweise bildet Cu - ein Element der Gruppe I der Nebengruppe - das Oxid Cu 2 O. Am gebräuchlichsten sind jedoch Verbindungen des zweiwertigen Kupfers.
2. In den Hauptuntergruppen(von oben nach unten) Mit zunehmender Atommasse nehmen die metallischen Eigenschaften der Elemente zu und die nichtmetallischen werden schwächer.
Die Struktur des Atoms.
In der Wissenschaft herrschte lange Zeit die Meinung vor, Atome seien unteilbar, d.h. enthalten keine einfacheren Komponenten.
Ende des 19. Jahrhunderts wurde jedoch eine Reihe von Tatsachen festgestellt, die die komplexe Zusammensetzung von Atomen und die Möglichkeit ihrer gegenseitigen Umwandlung bezeugen.
Atome sind komplexe Gebilde, die aus kleineren Struktureinheiten aufgebaut sind.
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ē - Elektron - außerhalb des Kerns
Für die Chemie ist die Struktur der Elektronenhülle des Atoms von großem Interesse. Unter Elektronenhülle die Gesamtheit aller Elektronen in einem Atom verstehen. Die Anzahl der Elektronen in einem Atom ist gleich der Anzahl der Protonen, d.h. die Ordnungszahl des Elements, da das Atom elektrisch neutral ist.
Die wichtigste Eigenschaft eines Elektrons ist die Energie seiner Bindung an ein Atom. Elektronen mit ähnlichen Energiewerten bilden eine einzige elektronische Schicht.
Jede chem. Element im Periodensystem wurde nummeriert.
Die Nummer, die jedes Element erhält, wird aufgerufen Seriennummer.
Die physikalische Bedeutung der Seriennummer:
1. Wie lautet die Seriennummer des Elements, das ist die Ladung des Atomkerns.
2. Um den Kern kreisen gleich viele Elektronen.
Z = p + Z - Elementnummer
n 0 \u003d A - Z
n 0 \u003d A - p + A - Atommasse des Elements
n 0 \u003d A - ē
Li zum Beispiel.
Die physikalische Bedeutung der Periodennummer.
In welcher Periode befindet sich das Element, wie viele Elektronenhüllen (Schichten) wird es haben.
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Nicht +2 | |
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Bestimmung der maximalen Anzahl von Elektronen in einer Elektronenhülle.
Periodisches Gesetz von D. I Mendeleev.
Die Eigenschaften chemischer Elemente und damit die Eigenschaften der einfachen und komplexen Körper, die sie bilden, stehen in periodischer Abhängigkeit von der Größe des Atomgewichts.
Die physikalische Bedeutung des periodischen Gesetzes.
Die physikalische Bedeutung des Periodengesetzes liegt in der periodischen Änderung der Eigenschaften von Elementen, resultierend aus sich periodisch wiederholenden e-ten Atomschalen mit sukzessivem Anstieg von n.
Die moderne Formulierung von D. I. Mendeleevs PZ.
Die Eigenschaft chemischer Elemente sowie die Eigenschaft der von ihnen gebildeten einfachen oder komplexen Substanzen steht in periodischer Abhängigkeit von der Größe der Ladung der Kerne ihrer Atome.
Periodensystem der Elemente.
Periodensystem - ein System der Klassifikation chemischer Elemente, das auf der Grundlage des Periodengesetzes erstellt wurde. Periodensystem - stellt Beziehungen zwischen chemischen Elementen her, die ihre Ähnlichkeiten und Unterschiede widerspiegeln.
Periodensystem (es gibt zwei Arten: kurz und lang) von Elementen.
Das Periodensystem der Elemente ist eine grafische Darstellung des Periodensystems der Elemente, besteht aus 7 Perioden und 8 Gruppen.
Frage 10
Periodensystem und Struktur von Elektronenhüllen von Atomen von Elementen.
Später wurde festgestellt, dass nicht nur die Seriennummer des Elements eine tiefe physikalische Bedeutung hat, sondern dass auch andere früher betrachtete Konzepte nach und nach eine physikalische Bedeutung erlangten. So gibt beispielsweise die Gruppennummer, die die höchste Wertigkeit des Elements angibt, die maximale Anzahl an Elektronen eines Atoms eines bestimmten Elements an, die an der Bildung einer chemischen Bindung teilnehmen können.
Es stellte sich wiederum heraus, dass die Periodenzahl 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 (laufende Nummer 50, Periode 5, Hauptuntergruppe der IV. Gruppe), dass im Zinnatom 50 Elektronen sind, sie verteilen sich auf 5 Energieniveaus, nur 4 Elektronen sind Valenz .
Die physikalische Bedeutung des Auffindens von Elementen in Untergruppen verschiedener Kategorien ist äußerst wichtig. Es stellt sich heraus, dass sich bei Elementen, die sich in Untergruppen der Kategorie I befinden, 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 die Elemente der elektronischen Familie „p“, also befindet sich das nächste 50. Elektron von Zinnatomen auf der p-Unterebene des äußeren, also 5. Energieniveaus.
Bei Atomen von Elementen der Untergruppen der Kategorie III befindet sich das nächste Elektron an d-Unterebene, aber schon vor der externen Ebene sind dies Elemente der elektronischen Familie "d". Bei Lanthaniden- und Aktinidenatomen befindet sich das nächste Elektron auf der f-Unterebene vor der externen Ebene. Dies sind die Elemente der elektronischen Familie "f".
Es ist daher kein Zufall, dass die Anzahl der Untergruppen dieser 4 oben erwähnten Kategorien, dh 2-6-10-14, mit der maximalen Anzahl von Elektronen in den s-p-d-f-Unterebenen zusammenfällt.
Es stellt sich jedoch heraus, dass es möglich ist, das Problem der Reihenfolge des Füllens der Elektronenhülle zu lösen und eine elektronische Formel für ein Atom eines beliebigen Elements und auf der Grundlage des Periodensystems abzuleiten, das die Ebene und die Unterebene der einzelnen aufeinanderfolgenden klar angibt Elektron. Das Periodensystem zeigt auch die Anordnung der Elemente nacheinander in Perioden, Gruppen, Untergruppen und die Verteilung ihrer Elektronen nach Ebenen und Unterebenen an, denn jedes Element hat sein eigenes, das sein letztes Elektron charakterisiert. Analysieren wir als Beispiel die Erstellung einer elektronischen Formel für das Atom des Elements Zirkonium (Zr). Das Periodensystem gibt die Indikatoren und "Koordinaten" dieses Elements an: fortlaufende Nummer 40, Periode 5, Gruppe IV, Nebengruppe Erste Schlussfolgerungen: a) alle 40 Elektronen, b) diese 40 Elektronen sind auf fünf Energieniveaus verteilt; c) von 40 Elektronen sind nur 4 Valenz, d) das nächste 40. Elektron trat in die d-Unterebene vor der äußeren, also der vierten Energieebene ein. Ähnliche Schlussfolgerungen können für jedes der 39 Elemente vor Zirkonium gezogen werden, nur die Indikatoren und Koordinaten wird jedes Mal anders sein.
