"Die Eigenschaften der Elemente und damit der von ihnen gebildeten einfachen und komplexen Körper (Stoffe) stehen in periodischer Abhängigkeit von ihrem Atomgewicht."

Moderne Formulierung:

"Die Eigenschaften chemischer Elemente (dh die Eigenschaften und Form der Verbindungen, die sie bilden) stehen in periodischer Abhängigkeit von der Ladung des Kerns von Atomen chemischer Elemente."

Die physikalische Bedeutung der chemischen Periodizität

Periodische Änderungen der Eigenschaften chemischer Elemente sind auf die korrekte Wiederholung der elektronischen Konfiguration des äußeren Energieniveaus (Valenzelektronen) ihrer Atome mit einer Erhöhung der Kernladung zurückzuführen.

Die grafische Darstellung des Periodengesetzes ist das Periodensystem. Es enthält 7 Perioden und 8 Gruppen.

Zeitraum - horizontale Elementreihen mit gleichem Maximalwert der Hauptquantenzahl der Valenzelektronen.

Die Periodenzahl bezeichnet die Anzahl der Energieniveaus im Atom eines Elements.

Perioden können aus 2 (erste), 8 (zweite und dritte), 18 (vierte und fünfte) oder 32 (sechste) Elemente bestehen, abhängig von der Anzahl der Elektronen im äußeren Energieniveau. Die letzte, siebte Periode ist unvollständig.

Alle Perioden (außer der ersten) beginnen mit einem Alkalimetall ( s- Element) und enden mit einem Edelgas ( ns 2 np 6 ).

Metallische Eigenschaften werden als die Fähigkeit von Elementatomen angesehen, Elektronen leicht abzugeben, und nichtmetallische Eigenschaften, Elektronen aufzunehmen, da Atome dazu neigen, eine stabile Konfiguration mit gefüllten Unterebenen anzunehmen. Füllen Sie das Äußere s- Unterebene zeigt die metallischen Eigenschaften des Atoms und die Bildung des Äußeren an p- Unterebene - auf nichtmetallischen Eigenschaften. Eine Erhöhung der Anzahl der Elektronen durch p- Unterebene (von 1 bis 5) verbessert die nichtmetallischen Eigenschaften des Atoms. Atome mit einer vollständig ausgebildeten, energetisch stabilen Konfiguration der äußeren Elektronenschicht ( ns 2 np 6 ) chemisch inert.

In langen Zeiträumen erfolgt der Eigenschaftsübergang vom Aktivmetall zum Edelgas sanfter als in kurzen Zeiträumen, weil die Bildung einer inneren n - 1) d - Unterebene unter Beibehaltung des Äußeren ns 2 - Schicht. Große Perioden bestehen aus geraden und ungeraden Zeilen.

Für Elemente aus geraden Reihen auf der Decklage ns 2 - Elektronen überwiegen daher metallische Eigenschaften und ihre Abschwächung mit zunehmender Kernladung ist gering; in ungeraden Reihen gebildet wird np- Unterniveau, was die deutliche Abschwächung der metallischen Eigenschaften erklärt.

Gruppen - vertikale Spalten von Elementen mit der gleichen Anzahl von Valenzelektronen, gleich der Gruppennummer. Es gibt Haupt- und Nebengruppen.

Die Hauptuntergruppen bestehen aus Elementen kleiner und großer Perioden, deren Valenzelektronen sich außen befinden ns - und np - Unterebenen.

Sekundäre Untergruppen bestehen aus Elementen nur großer Perioden. Ihre Valenzelektronen befinden sich auf der Außenseite ns- Unterebene und intern ( n - 1) d - Unterebene (oder (n - 2) f - Unterebene).

Je nachdem auf welcher Unterebene ( s-, p-, d- oder f-) gefüllt mit Valenzelektronen werden die Elemente des Periodensystems unterteilt in: s- Elemente (Elemente der Hauptuntergruppe Gruppen I und II), p - Elemente (Elemente der Hauptuntergruppen III - VII Gruppen), d - Elemente (Elemente sekundärer Untergruppen), f- Elemente (Lanthanide, Aktinide).

In den Hauptuntergruppen werden von oben nach unten metallische Eigenschaften verstärkt, während nichtmetallische Eigenschaften abgeschwächt werden. Die Elemente der Haupt- und Nebengruppe unterscheiden sich stark in ihren Eigenschaften.

Die Gruppennummer gibt die höchste Wertigkeit des Elements an (außer VON , Elemente der Kupfernebengruppe und der achten Gruppe).

Den Elementen der Haupt- und Nebengruppen gemeinsam sind die Formeln der höheren Oxide (und ihrer Hydrate). Für höhere Oxide und ihre Elementhydrate I-III Gruppen (außer Bor) die grundlegenden Eigenschaften überwiegen, mit IV bis VIII - sauer.

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Die periodische Wiederholung der Eigenschaften von Elementen mit steigender Ordnungszahl wird besonders deutlich, wenn die Elemente in einer Tabelle, dem sogenannten Periodensystem oder Periodensystem der Elemente, angeordnet sind. Mehrere Formen des Periodensystems wurden vorgeschlagen und sind in Gebrauch.

Die periodische Wiederholung der Eigenschaften der Elemente mit steigender Ordnungszahl lässt sich deutlich zeigen, wenn die Elemente in einer Tabelle angeordnet werden, die als Periodensystem oder Periodensystem der Elemente bezeichnet wird. Viele verschiedene Formen des Periodensystems wurden vorgeschlagen und sind in Gebrauch.

Das Prinzip der periodischen Wiederholung der Eigenschaften von Elementen konnte die Existenz nur eines isolierten Argonelements nicht zulassen; Solche einfachen Substanzen sollten wenige oder gar keine sein. Ramsay stand jedoch fest auf den Positionen des periodischen Gesetzes, und dies sowie die Entwicklung der Labortechnologie am Ende des letzten Jahrhunderts bestimmten die schnelle Entdeckung der verbleibenden Mitglieder der Gruppe der Inertgase.

Was erklärt die periodische Wiederholung der Eigenschaften von Elementen im Periodensystem.

Was erklärt die periodische Wiederholung der Eigenschaften von Elementen.

Flavitsky akzeptiert, dass die periodische Wiederholung der Eigenschaften von Elementen nicht nur auf ihre Masse (Atomgewicht), sondern auch auf die Art der Bewegung der Atome selbst als ganze Teilchen (die Geschwindigkeit und Richtung ihrer Bewegung) zurückzuführen ist, und baut seine auf Hypothese auf der folgenden Grundlage: Die Periodizität der Elemente erklärt sich nicht durch die wiederholte Art der inneren Struktur von Atomen, sondern durch die Tatsache, dass sich die Art der Bewegung von Atomen als ganze Teilchen periodisch ändert.

Der Grund für die periodische Wiederholung der Eigenschaften von Elementen ist also die periodische Wiederholung der elektronischen Konfigurationen ihrer Atome.

Die Untersuchung der elektronischen Struktur von Atomen ermöglichte den Nachweis, dass der Grund für die periodische Wiederholung der Eigenschaften von Elementen mit zunehmender Seriennummer die periodische Wiederholung des Prozesses des Aufbaus neuer Elektronenhüllen ist. Zu derselben Gruppe des Periodensystems gehören immer diejenigen Elemente, deren Atome in den äußeren Schalen die gleiche Anzahl von Elektronen haben. So enthalten die Atome aller Edelgase außer Helium 8 Elektronen in der Außenhülle und sind am schwierigsten zu ionisieren, während die Atome von Alkalimetallen ein Elektron in der Außenhülle enthalten und das niedrigste Ionisationspotential haben. Alkalimetalle mit nur einem Elektron in der äußeren Hülle können es leicht verlieren und sich in eine stabile Form eines positiven Ions mit einer Elektronenkonfiguration verwandeln, die der des nächsten Inertgases mit einer niedrigeren Ordnungszahl ähnelt. Elemente wie Fluor, Chlor usw., die sich in Bezug auf die Anzahl der externen Elektronen der Konfiguration von Inertgasen annähern, neigen dagegen dazu, Elektronen aufzunehmen und diese elektronische Konfiguration zu reproduzieren, indem sie in das entsprechende negative Ion übergehen.

Die Perioden nach der dritten Periode der Tabelle von D. I. Mendeleev sind länger. Die periodische Wiederholung der Eigenschaften der Elemente bleibt jedoch erhalten. Es wird komplexer, da die physikalischen und chemischen Eigenschaften der Elemente mit zunehmender Atommasse immer vielfältiger werden. Die Betrachtung der Struktur der Atome der ersten Perioden bestätigt, dass die begrenzte Anzahl von Plätzen für Elektronen in jeder Schale (Pauli-Verbot), die den Kern umgibt, der Grund für die periodische Wiederholung der Eigenschaften der Elemente ist. Diese Periodizität ist ein großes Naturgesetz, das Ende des letzten Jahrhunderts von D. I. Mendeleev entdeckt wurde und in unserer Zeit zu einer der Grundlagen für die Entwicklung nicht nur der Chemie, sondern auch der Physik geworden ist.

Die Werte von /j erhöhen sich allmählich, wenn Z zunimmt, bis Z den Edelgaswert erreicht und dann auf etwa ein Viertel des Edelgaswerts abfällt, wenn es sich zum nächsten Element bewegt. Die Periodizität der Änderungen einer anderen Eigenschaft - der Dichte der Elemente im Festkörper - ist in Abb. 1 dargestellt. 5.13. Eine solche periodische Wiederholung der Eigenschaften von Elementen mit zunehmender Seriennummer wird besonders deutlich, wenn die Elemente in Form einer Tabelle angeordnet sind, die als Periodensystem und Periodensystem der Elemente bezeichnet wird. Viele verschiedene Formen des Periodensystems wurden vorgeschlagen und sind in Gebrauch.

Gleichzeitig mit Newlands näherte sich de Chancourtois der Entdeckung des periodischen Gesetzes in Frankreich. Doch im Gegensatz zum sinnlichen Musik- und Klangbild, das Newlands als Analogie zu der von ihm teilweise aufgedeckten Regelmäßigkeit chemischer Elemente diente, bediente sich der französische Naturforscher eines abstrakten geometrischen Bildes: Er verglich die periodische Wiederholung der Eigenschaften der Elemente, angeordnet nach ihren Atomgewichten, mit der Windung einer Spirallinie (vis tellurique) und der Seitenfläche des Zylinders.

Die Vorstellung von der Größe der Kernladung als bestimmende Eigenschaft des Atoms bildete die Grundlage für die moderne Formulierung des Periodengesetzes von D. I. Mendeleev: die Eigenschaften chemischer Elemente sowie die Formen und Eigenschaften der Verbindungen dieser Elemente, stehen in periodischer Abhängigkeit von der Größe der Ladung der Kerne ihrer Atome. Es ermöglichte, den Grund für die periodische Wiederholung der Eigenschaften von Elementen zu erklären, der in der periodischen Wiederholung der Struktur der elektronischen Konfigurationen von Atomen besteht.

Erst nachdem der Aufbau des Atoms geklärt war, wurden die Gründe für die periodische Wiederholung der Eigenschaften der Elemente klar.

Daten über den Aufbau des Kerns und über die Verteilung von Elektronen in Atomen ermöglichen es, das Periodengesetz und das Periodensystem der Elemente von fundamentalen physikalischen Positionen aus zu betrachten. Basierend auf modernen Ideen wird das periodische Gesetz wie folgt formuliert:

Die Eigenschaften einfacher Stoffe sowie die Formen und Eigenschaften von Elementverbindungen stehen in periodischer Abhängigkeit von der Ladung des Atomkerns (laufende Zahl).

Periodensystem von D.I. Mendelejew

Derzeit sind mehr als 500 Varianten der Darstellung des Periodensystems bekannt: Dies sind verschiedene Formen der Überlieferung des Periodengesetzes.

Die erste Version des Elementesystems, die von D. I. Mendeleev am 1. März 1869 vorgeschlagen wurde, war die sogenannte Langformversion. Bei dieser Variante wurden die Perioden in einer Zeile angeordnet.

Im Periodensystem gibt es 7 horizontale Perioden, von denen die ersten drei als klein und der Rest als groß bezeichnet werden. In der ersten Periode gibt es 2 Elemente, in der zweiten und dritten - jeweils 8, in der vierten und fünften - jeweils 18, in der sechsten - 32, in der siebten (unvollständigen) - 21 Elemente. Jede Periode, mit Ausnahme der ersten, beginnt mit einem Alkalimetall und endet mit einem Edelgas (die 7. Periode ist unvollendet).

Alle Elemente des Periodensystems sind in der Reihenfolge nummeriert, in der sie aufeinander folgen. Die Elementnummern werden Ordnungs- oder Ordnungszahlen genannt.

Das System hat 10 Reihen. Jede kleine Periode besteht aus einer Zeile, jede große Periode besteht aus zwei Zeilen: gerade (oben) und ungerade (unten). In geraden Reihen großer Perioden (vierte, sechste, achte und zehnte) gibt es nur Metalle, und die Eigenschaften der Elemente in der Reihe von links nach rechts ändern sich geringfügig. In ungeraden Reihen großer Perioden (fünfte, siebte und neunte) ändern sich die Eigenschaften der Elemente in der Reihe von links nach rechts wie bei typischen Elementen.

Das Hauptmerkmal, durch das die Elemente großer Perioden in zwei Reihen unterteilt werden, ist ihr Oxidationszustand. Ihre identischen Werte wiederholen sich zweimal in einem Zeitraum mit einer Zunahme der Atommassen der Elemente. Beispielsweise ändern sich in der vierten Periode die Oxidationsstufen der Elemente von K bis Mn von +1 bis +7, gefolgt von der Triade Fe, Co, Ni (dies sind Elemente einer geraden Reihe), wonach die gleiche Zunahme erfolgt die Oxidationsstufen der Elemente von Cu bis Br werden beobachtet (sind Elemente einer ungeraden Reihe). Dasselbe sehen wir in den anderen großen Perioden, mit Ausnahme der siebten, die aus einer (gerade) Reihe besteht. Auch die Formen der Kombinationen von Elementen werden in großen Perioden zweimal wiederholt.

In der sechsten Periode, nach Lanthan, gibt es 14 Elemente mit den Seriennummern 58-71, die Lanthanide genannt werden (das Wort "Lanthanide" bedeutet ähnlich wie Lanthan und "Actinide" - "wie Actinium"). Manchmal werden sie Lanthanide und Actinide genannt (d.h. nach Lanthanoid, nach Actinium) Die Lanthanide sind separat am Ende der Tabelle platziert, und in der Zelle zeigt ein Sternchen die Reihenfolge ihrer Position im System an: La-Lu. Die chemischen Eigenschaften der Lanthanide sind sehr ähnlich Zum Beispiel sind sie alle reaktive Metalle, die mit Wasser reagieren, um Hydroxid und Wasserstoff zu bilden Daraus folgt, dass die Lanthanide eine starke horizontale Analogie haben.

In der siebten Periode bilden 14 Elemente mit den Seriennummern 90-103 die Aktinidenfamilie. Sie werden auch separat platziert - unter den Lanthaniden, und in der entsprechenden Zelle zeigen zwei Sternchen die Reihenfolge ihrer Position im System an: Ac-Lr. Im Gegensatz zu den Lanthaniden ist die horizontale Analogie für Actiniden jedoch schwach ausgeprägt. Sie weisen in ihren Verbindungen mehr unterschiedliche Oxidationsstufen auf. Beispielsweise beträgt die Oxidationsstufe von Actinium +3 und Uran +3, +4, +5 und +6. Die Untersuchung der chemischen Eigenschaften von Aktiniden ist aufgrund der Instabilität ihrer Kerne äußerst schwierig.

Im Periodensystem sind acht Gruppen vertikal angeordnet (gekennzeichnet durch römische Ziffern). Die Gruppennummer bezieht sich auf den Oxidationsgrad der Elemente, die sie in Verbindungen aufweisen. In der Regel ist die höchste positive Oxidationsstufe von Elementen gleich der Gruppennummer. Die Ausnahmen sind Fluor - sein Oxidationszustand ist -1; Kupfer, Silber, Gold zeigen die Oxidationsstufen +1, +2 und +3; von den Elementen der Gruppe VIII ist die Oxidationsstufe +8 nur für Osmium, Ruthenium und Xenon bekannt.

Gruppe VIII enthält die Edelgase. Früher ging man davon aus, dass sie keine chemischen Verbindungen bilden können.

Jede Gruppe ist in zwei Untergruppen unterteilt - Haupt- und Nebengruppen, was im Periodensystem durch die Verschiebung einiger nach rechts und anderer nach links betont wird. Die Hauptuntergruppe besteht aus typischen Elementen (Elemente der zweiten und dritten Periode) und Elementen großer Perioden, die ihnen in ihren chemischen Eigenschaften ähneln. Eine sekundäre Untergruppe besteht nur aus Metallen - Elementen großer Perioden. Gruppe VIII unterscheidet sich von den anderen. Neben der Hauptuntergruppe Helium enthält es drei Nebenuntergruppen: eine Eisenuntergruppe, eine Kobaltuntergruppe und eine Nickeluntergruppe.

Die chemischen Eigenschaften der Elemente der Haupt- und Nebennebengruppe unterscheiden sich deutlich. Beispielsweise besteht in Gruppe VII die Hauptuntergruppe aus den Nichtmetallen F, Cl, Br, I, At, während die Nebengruppe aus den Metallen Mn, Tc, Re besteht. Somit vereinen Untergruppen die ähnlichsten Elemente zueinander.

Alle Elemente außer Helium, Neon und Argon bilden Sauerstoffverbindungen; Es gibt nur 8 Formen von Sauerstoffverbindungen. Im Periodensystem werden sie oft durch allgemeine Formeln dargestellt, die sich unter jeder Gruppe in aufsteigender Reihenfolge der Oxidationsstufe der Elemente befinden: R 2 O, RO, R 2 O 3, RO 2, R 2 O 5, RO 3, R 2 O 7, RO 4, wobei R ein Element dieser Gruppe ist. Formeln höherer Oxide gelten für alle Elemente der Gruppe (Haupt- und Nebengruppe), außer in den Fällen, in denen die Elemente keine der Gruppennummer entsprechende Oxidationsstufe aufweisen.

Elemente der Hauptuntergruppen, beginnend mit Gruppe IV, bilden gasförmige Wasserstoffverbindungen, es gibt 4 Formen solcher Verbindungen, die auch durch allgemeine Formeln in der Reihenfolge RN 4, RN 3, RN 2, RN dargestellt werden. Die Formeln von Wasserstoffverbindungen sind unter den Elementen der Hauptuntergruppen angesiedelt und gelten nur für diese.

Die Eigenschaften von Elementen in Untergruppen ändern sich natürlich: Von oben nach unten nehmen metallische Eigenschaften zu und nichtmetallische werden schwächer. Offensichtlich sind die metallischen Eigenschaften bei Francium am ausgeprägtesten, dann bei Cäsium; nichtmetallisch - in Fluor, dann - in Sauerstoff.

Es ist auch möglich, die Periodizität der Eigenschaften von Elementen basierend auf der Betrachtung der elektronischen Konfigurationen von Atomen visuell zu verfolgen.

Die Anzahl der Elektronen, die sich auf der äußeren Ebene in den Atomen der Elemente befinden, die nach aufsteigender Seriennummer angeordnet sind, wiederholt sich periodisch. Die periodische Änderung der Eigenschaften von Elementen mit zunehmender Seriennummer erklärt sich aus der periodischen Änderung der Struktur ihrer Atome, nämlich der Anzahl der Elektronen in ihren äußeren Energieniveaus. Entsprechend der Anzahl der Energieniveaus in der Elektronenhülle des Atoms werden die Elemente in sieben Perioden eingeteilt. Die erste Periode besteht aus Atomen, in denen die Elektronenhülle aus einem Energieniveau besteht, in der zweiten Periode - aus zwei, in der dritten - aus drei, in der vierten - aus vier usw. Jede neue Periode beginnt mit einem neuen Energieniveau beginnt sich zu füllen.

Im Periodensystem beginnt jede Periode mit Elementen, deren Atome auf der äußeren Ebene ein Elektron haben – Alkalimetallatome – und endet mit Elementen, deren Atome auf der äußeren Ebene 2 (in der ersten Periode) oder 8 Elektronen (in allen folgenden) haben ) - Edelgasatome .

Außerdem sehen wir, dass die äußeren Elektronenschalen für die Atome der Elemente (Li, Na, K, Rb, Cs) ähnlich sind; (Be, Mg, Ca, Sr); (F, Cl, Br, I); (He, Ne, Ag, Kr, Xe) usw. Deshalb gehört jede der oben genannten Elementgruppen zu einer bestimmten Hauptuntergruppe des Periodensystems: Li, Na, K, Rb, Cs in Gruppe I, F, Cl, Br, I - in VII usw.

Gerade wegen der Ähnlichkeit der Struktur der Elektronenhüllen von Atomen sind ihre physikalischen und chemischen Eigenschaften ähnlich.

Anzahl wichtigsten Untergruppen wird durch die maximale Anzahl der Elemente auf dem Energieniveau bestimmt und ist gleich 8. Die Anzahl der Übergangselemente (Elemente seitliche Untergruppen) wird durch die maximale Anzahl von Elektronen in der d-Unterebene bestimmt und ist in jeder der großen Perioden gleich 10.

Da im Periodensystem der chemischen Elemente D.I. Mendelejew, eine der Seitenuntergruppen enthält gleichzeitig drei Übergangselemente mit ähnlichen chemischen Eigenschaften (die sogenannten Fe-Co-Ni-, Ru-Rh-Pd-, Os-Ir-Pt-Triaden), dann die Anzahl der Seitenuntergruppen , sowie die wichtigsten, ist acht.

In Analogie zu den Übergangselementen ist die Anzahl der Lanthaniden und Actiniden, die am unteren Rand des Periodensystems in Form unabhängiger Reihen angeordnet sind, gleich der maximalen Anzahl von Elektronen auf der f-Unterebene, also 14.

Die Periode beginnt mit einem Element, in dessen Atom sich auf der äußeren Ebene ein s-Elektron befindet: In der ersten Periode handelt es sich um Wasserstoff, im Rest um Alkalimetalle. Die Periode endet mit einem Edelgas: die erste - mit Helium (1s 2), die restlichen Perioden - mit Elementen, deren Atome auf der äußeren Ebene eine elektronische Konfiguration haben ns 2 np 6 .

Die erste Periode enthält zwei Elemente: Wasserstoff (Z = 1) und Helium (Z = 2). Die zweite Periode beginnt mit dem Element Lithium (Z= 3) und endet mit Neon (Z= 10). Es gibt acht Elemente in der zweiten Periode. Die dritte Periode beginnt mit Natrium (Z = 11), dessen elektronische Konfiguration 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ist. Von dort aus begann die Füllung der dritten Energieebene. Sie endet beim Edelgas Argon (Z= 18), deren 3s- und 3p-Unterebenen vollständig gefüllt sind. Elektronische Formel von Argon: 1s 2 2s 2 2p 6 Zs 2 3p 6. Natrium ist ein Analogon von Lithium, Argon ist ein Analogon von Neon. In der dritten Periode gibt es, wie in der zweiten, acht Elemente.

Die vierte Periode beginnt mit Kalium (Z = 19), dessen elektronische Struktur durch die Formel 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p64s 1 ausgedrückt wird. Sein 19. Elektron besetzte die 4s-Unterebene, deren Energie niedriger ist als die Energie der 3d-Unterebene. Das äußere 4s-Elektron verleiht dem Element ähnliche Eigenschaften wie Natrium. Bei Kalzium (Z = 20) ist die 4s-Unterebene mit zwei Elektronen gefüllt: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2. Ab dem Element Scandium (Z = 21) beginnt die Auffüllung der 3d-Unterebene, da es ist energetisch günstiger als 4p -Unterniveau. Fünf Orbitale der 3d-Unterebene können von zehn Elektronen besetzt werden, was in Atomen von Scandium bis Zink vorkommt (Z = 30). Daher entspricht die elektronische Struktur von Sc der Formel 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 und Zink - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2. In den Atomen nachfolgender Elemente bis zum Edelgas Krypton (Z = 36) wird die 4p-Unterebene gefüllt. Es gibt 18 Elemente in der vierten Periode.

Die fünfte Periode enthält Elemente von Rubidium (Z = 37) bis zum Edelgas Xenon (Z = 54). Die Füllung ihrer Energieniveaus ist die gleiche wie bei den Elementen der vierten Periode: nach Rb und Sr zehn Elemente aus Yttrium (Z= 39) zu Cadmium (Z = 48) wird das 4d-Unterniveau aufgefüllt, wonach die Elektronen das 5p-Unterniveau besetzen. In der fünften Periode gibt es wie in der vierten 18 Elemente.

In Atomen von Elementen der sechsten Periode von Cäsium (Z= 55) und Barium (Z = 56) wird die 6s-Unterebene gefüllt. In Lanthan (Z = 57) tritt ein Elektron in die 5d-Unterebene ein, wonach die Füllung dieser Unterebene aufhört und die 4f-Unterebene beginnt, sich zu füllen, von denen sieben Orbitale mit 14 Elektronen besetzt werden können. Dies tritt für Atome der Lanthanidenelemente mit Z = 58 - 71 auf. Da diese Elemente die tiefe 4f-Unterebene der dritten Ebene von außen ausfüllen, haben sie sehr ähnliche chemische Eigenschaften. Bei Hafnium (Z = 72) setzt die Füllung der d-Unterebene fort und endet mit Quecksilber (Z = 80), wonach die Elektronen die 6p-Unterebene füllen. Beim Edelgas Radon (Z = 86) ist die Füllung des Niveaus abgeschlossen. Es gibt 32 Elemente in der sechsten Periode.

Die siebte Periode ist unvollständig. Das Füllen elektronischer Ebenen mit Elektronen ähnelt der sechsten Periode. Nach dem Füllen der 7s-Unterebene in Frankreich (Z = 87) und Radium (Z = 88) tritt ein Actiniumelektron in die 6d-Unterebene ein, wonach die 5f-Unterebene mit 14 Elektronen gefüllt wird. Dies tritt für Atome von Actinid-Elementen mit Z = 90 - 103 auf. Nach dem 103. Element wird die b d-Unterebene gefüllt: in Kurchatovium (Z = 104), = 105), Elemente Z = 106 und Z = 107. Aktinide haben wie Lanthanide viele ähnliche chemische Eigenschaften.

Obwohl die 3d-Unterebene nach der 4s-Unterebene gefüllt wird, wird sie in der Formel früher platziert, da alle Unterebenen dieser Ebene nacheinander geschrieben werden.

Je nachdem, welche Unterebene zuletzt mit Elektronen gefüllt ist, werden alle Elemente in vier Typen (Familien) eingeteilt.

1. s - Elemente: Die s-Unterebene der äußeren Ebene ist mit Elektronen gefüllt. Dazu gehören die ersten beiden Elemente jeder Periode.

2. p - Elemente: Die p-Unterebene der äußeren Ebene ist mit Elektronen gefüllt. Dies sind die letzten 6 Elemente jeder Periode (außer der ersten und siebten).

3. d - Elemente: Die d-Unterebene der zweiten Ebene von außen ist mit Elektronen gefüllt, und ein oder zwei Elektronen bleiben auf der äußeren Ebene (für Pd - Null). Dazu gehören Elemente aus Schaltjahrzehnten großer Perioden, die zwischen s- und p-Elementen liegen (sie werden auch als Übergangselemente bezeichnet).

4. f - Elemente: Die f-Unterebene der dritten Ebene von außen ist mit Elektronen gefüllt, und zwei Elektronen bleiben auf der äußeren Ebene. Dies sind die Lanthaniden und Aktiniden.

Im Periodensystem gibt es 14 s-Elemente, 30 p-Elemente, 35 d-Elemente, 28 f-Elemente.Elemente des gleichen Typs haben eine Reihe gemeinsamer chemischer Eigenschaften.

Das Periodensystem von D. I. Mendeleev ist eine natürliche Klassifizierung chemischer Elemente nach der Elektronenstruktur ihrer Atome. Die elektronische Struktur eines Atoms und damit die Eigenschaften eines Elements werden anhand der Position des Elements in der entsprechenden Periode und Untergruppe des Periodensystems beurteilt. Die Füllmuster elektronischer Wasserwaagen erklären die unterschiedliche Anzahl von Elementen in Perioden.

Somit wird die strenge Periodizität der Anordnung der Elemente im Periodensystem der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev vollständig durch die konsistente Natur der Füllung von Energieniveaus erklärt.

Ergebnisse:

Die Theorie der Atomstruktur erklärt die periodische Änderung der Eigenschaften von Elementen. Eine Erhöhung der positiven Ladungen der Atomkerne von 1 auf 107 bewirkt eine periodische Wiederholung der Struktur des äußeren Energieniveaus. Und da die Eigenschaften der Elemente hauptsächlich von der Anzahl der Elektronen in der äußeren Ebene abhängen, wiederholen sie sich auch periodisch. Dies ist die physikalische Bedeutung des periodischen Gesetzes.

In kurzen Perioden steigt mit zunehmender positiver Ladung der Atomkerne die Anzahl der Elektronen auf der äußeren Ebene (von 1 auf 2 - in der ersten Periode und von 1 auf 8 - in der zweiten und dritten Periode). , was die Änderung der Eigenschaften der Elemente erklärt: Zu Beginn der Periode (außer in der ersten Periode) gibt es ein Alkalimetall, dann werden die metallischen Eigenschaften allmählich schwächer und die nichtmetallischen Eigenschaften nehmen zu.

In großen Perioden, wenn die Kernladung zunimmt, ist das Füllen der Ebenen mit Elektronen schwieriger, was auch die komplexere Änderung der Eigenschaften von Elementen im Vergleich zu Elementen mit kleinen Perioden erklärt. In geraden Reihen langer Perioden bleibt also mit zunehmender Ladung die Anzahl der Elektronen in der äußeren Ebene konstant und ist gleich 2 oder 1. Während also die Elektronen die Ebene nach der äußeren (zweite von außen) füllen, die Eigenschaften der Elemente in diesen Zeilen ändern sich extrem langsam. Nur in ungeraden Reihen, wenn die Anzahl der Elektronen in der äußeren Ebene mit dem Wachstum der Kernladung zunimmt (von 1 auf 8), beginnen sich die Eigenschaften der Elemente auf die gleiche Weise zu ändern wie bei typischen.

Im Lichte der Lehre von der Struktur der Atome ist die Einteilung von D.I. Mendelejew aller Elemente für sieben Perioden. Die Periodenzahl entspricht der Anzahl der Energieniveaus der mit Elektronen besetzten Atome, also sind in allen Perioden s-Elemente vorhanden, in der zweiten und folgenden p-Elemente, in der vierten und folgenden d-Elemente und in f-Elemente die sechste und siebte Periode.

Auch die Einteilung von Gruppen in Untergruppen, basierend auf der unterschiedlichen Füllung der Energieniveaus mit Elektronen, ist leicht erklärt. Für Elemente der Hauptuntergruppen werden entweder s-Unterebenen (das sind s-Elemente) oder p-Unterebenen (das sind p-Elemente) der äußeren Ebenen gefüllt. Für Elemente von Seitenuntergruppen wird die (d-Unterebene der zweiten äußeren Ebene (dies sind d-Elemente) gefüllt. Für Lanthaniden und Aktiniden werden die 4f- bzw. 5f-Unterebenen gefüllt (dies sind f-Elemente). Somit werden in jeder Untergruppe Elemente kombiniert, deren Atome eine ähnliche Struktur der äußeren elektronischen Ebene haben. Gleichzeitig enthalten die Atome der Elemente der Hauptuntergruppen auf den äußeren Ebenen die Anzahl von Elektronen, die der Anzahl der Gruppe entspricht .Zu den sekundären Untergruppen gehören Elemente, deren Atome auf der äußeren Ebene liegen zwei oder ein Elektron.

Unterschiede in der Struktur verursachen auch Unterschiede in den Eigenschaften von Elementen verschiedener Untergruppen derselben Gruppe. Auf der äußeren Ebene der Atome der Elemente der Halogen-Untergruppe befinden sich also sieben Elektronen der Mangan-Untergruppe - jeweils zwei Elektronen. Erstere sind typische Metalle und letztere sind Metalle.

Aber auch die Elemente dieser Untergruppen haben gemeinsame Eigenschaften: Alle (mit Ausnahme von Fluor F) können bei chemischen Reaktionen 7 Elektronen abgeben, um chemische Bindungen einzugehen. In diesem Fall geben die Atome der Mangan-Untergruppe 2 Elektronen von der äußeren und 5 Elektronen von der nächsten Ebene ab. Somit sind in den Elementen der Nebengruppen die Valenzelektronen nicht nur die äußeren, sondern auch die vorletzte (zweite von außen) Ebene, was den Hauptunterschied in den Eigenschaften der Elemente der Haupt- und Nebengruppen darstellt.

Daraus folgt auch, dass die Gruppennummer in der Regel die Anzahl der Elektronen angibt, die an der Bildung chemischer Bindungen teilnehmen können. Dies ist die physikalische Bedeutung der Gruppennummer.

Die Struktur von Atomen bestimmt also zwei Muster:

1) horizontale Änderung der Eigenschaften von Elementen - in der Periode von links nach rechts werden metallische Eigenschaften geschwächt und nichtmetallische Eigenschaften verbessert;

2) eine Änderung der Eigenschaften von Elementen entlang der Vertikalen - in einer Untergruppe mit einer Erhöhung der Seriennummer nehmen die metallischen Eigenschaften zu und die nichtmetallischen werden schwächer.

In diesem Fall befindet sich das Element (und die Zelle des Systems) am Schnittpunkt der Horizontalen und Vertikalen, was seine Eigenschaften bestimmt. Dies hilft, die Eigenschaften von Elementen zu finden und zu beschreiben, deren Isotope künstlich gewonnen werden.

Periodizität bei der Änderung der Eigenschaften von Elementen. Periodisches Gesetz D.I. Mendelejew

Das Periodensystem der chemischen Elemente wurde 1869 von unserem großen Landsmann Dmitri Iwanowitsch Mendelejew geschaffen.

Im Gegensatz zu seinen Vorgängern verglich Mendeleev nicht nur ähnliche, sondern meist unterschiedliche Elemente und ihre Gruppen (z. B. Alkalimetalle und Halogene) und stellte sie auf der Grundlage der (damals bekannten) Haupteigenschaft des Elements - des Atomgewichts - auf.

Der damalige Gesetzeswortlaut lautete:

Die Eigenschaften chemischer Elemente sowie die Eigenschaften und Formen ihrer Verbindungen stehen in periodischer Abhängigkeit von ihren Atomgewichten.

Später verwendete Mendelejew die von ihm eingeführte Eigenschaft der Elemente, die grundlegender ist als das Atomgewicht, nämlich ihre Seriennummer, die durch die positive Ladung des Kerns bestimmt wird, d.h. die Anzahl der Protonen im Kern eines Atoms. Es wurden Regelmäßigkeiten für die Änderung der Eigenschaften von Elementen in Perioden und Gruppen festgestellt.

Um chemische Elemente zu beschreiben und zu systematisieren, ist es notwendig, ihre Eigenschaften zu kennen: Seriennummer (Ladung des Atomkerns) und relative Atommasse.

Von diesen ist die Ladung des Atomkerns ein gemeinsames, während chemischer Reaktionen unverändertes Hauptmerkmal für die Bestimmung des Elements.

Um die Elemente zu beschreiben, werden zusätzlich zu den oben aufgeführten quantitativen Merkmalen weitere benötigt, einschließlich der qualitativen Merkmale des Elements. Dies sind die elektronische Struktur und die Eigenschaften seiner Atome.

Von besonderer Bedeutung sind die auf der äußeren Elektronenschicht befindlichen Elektronen, die Valenzelektronen. Für Metallelemente haben sie normalerweise 1 - 2, seltener 3, für Nichtmetalle - 4 oder mehr. Bei Elementen großer Perioden von Seitenuntergruppen sind die Valenzelektronen nicht nur die äußere, sondern auch die voräußere Schicht. Die Reaktivität von Atomen zur Bildung chemischer Bindungen mit anderen Atomen, zur Bildung chemischer Verbindungen, hängt von Valenzelektronen ab.

Eine chemische Verbindung ist ein chemisch einzelner Stoff, bestehend aus chemisch verbundenen Atomen eines Elements in einem einfachen oder mehrerer Elemente in einem komplexen Stoff, die eine bestimmte Zusammensetzung haben.

Einfache und komplexe Substanzen sind Formen der realen Existenz von Elementen in der Natur. Die Natur der Elemente beeinflusst die Eigenschaften der von ihnen gebildeten Substanzen, und umgekehrt kann man, wenn man die Eigenschaften von Substanzen kennt, die Natur des Elements beurteilen.

Dmitri Iwanowitsch Mendelejew legte großen Wert auf die Kenntnis der Formen und Eigenschaften typischer Sauerstoff- und Wasserstoffverbindungen eines Elements für dessen Charakterisierung. Unter der Form von Verbindungen verstand er die für eine Gruppe von Elementen typische Ähnlichkeit in der Zusammensetzung ihrer Verbindungen, ausgedrückt durch allgemeine Formeln. Somit haben die Elemente der Hauptuntergruppe der Gruppe VI des Periodensystems die folgenden Formen von Sauerstoff- und Wasserstoffverbindungen: RO3, H2R.

Zum Beispiel: Schwefeloxid und Schwefelwasserstoff.

Typische metallische Elemente bilden basische Oxide und Hydroxide, die in diesen Verbindungsformen niedrige Wertigkeiten aufweisen. In nichtmetallischen Elementen sind höhere Sauerstoffverbindungen (Oxide und Hydroxide) sauer. Diese Elemente bilden gasförmige Wasserstoffverbindungen. Viele Elemente weisen Zwischeneigenschaften auf.

Lassen Sie uns die Muster der Änderungen der Eigenschaften von Elementen mit einer Erhöhung ihrer Seriennummer ableiten.

1. Die wichtigsten quantitativen Eigenschaften eines Elements - die Kernladung seiner Atome und die Atommasse - wachsen monoton.

2. Die Strukturen der äußeren elektronischen Schicht ändern sich abrupt.

3. Formen und Eigenschaften von Oxiden und Hydroxiden von Elementen werden periodisch wiederholt.

4. Periodisch nimmt die Wertigkeit der Elemente in Sauerstoff zu und in Wasserstoff ab.

Welche Beziehung besteht zwischen den Eigenschaften des Elements, die sich monoton und periodisch ändern?

Betrachten wir diesen Zusammenhang am Beispiel der Ladung der Atomkerne und ihrer äußeren Elektronen. Dazu erstellen wir ein Diagramm. Beachten Sie auf der horizontalen Linie die Ladung des Atomkerns und auf der vertikalen Linie die Anzahl der Elektronen in der äußeren Schicht der Atome der Elemente.

Die Anzahl der Elektronen in der äußeren Elektronenschicht der Atome der Elemente ändert sich periodisch mit einer monotonen Zunahme der Ladung des Kerns ihrer Atome.

Die Entdeckung des Periodengesetzes markierte den Beginn einer neuen Ära in der Entwicklung der Chemie - ihrer modernen Phase. Davor hatten die in der Wissenschaft gesammelten Fakten keinen inneren Zusammenhang.

Das periodische Gesetz offenbarte eine tiefe Verbindung zwischen den Elementen, ermöglichte es Wissenschaftlern, die Eigenschaften noch unentdeckter Elemente und ihrer Verbindungen vorherzusagen und gezielt nach neuen zu suchen.

Dmitri Iwanowitsch Mendelejew zweifelte nicht an der Zuverlässigkeit des offenen Rechts, er glaubte fest an seine Zukunft, an seine Entwicklung. Kurz vor seinem Tod schrieb er: "... die Zukunft droht dem periodischen Gesetz nicht mit Vernichtung, sondern verspricht nur Überbauten und Entwicklung."

Periodisches Recht:

Genehmigt eine tiefe innere Verbindung zwischen den Elementen;

Erlaubte Wissenschaftlern anzunehmen, dass alle Atome nach einem gemeinsamen Plan aufgebaut sind;

Damit schuf er eine Voraussetzung für den Übergang zu einer neuen Stufe in der Entwicklung der Wissenschaft, zur Kenntnis der inneren Struktur von Atomen - der Entdeckung des Elektrons, der Radioaktivität, der Entwicklung einer Theorie der Atomstruktur usw .

Der nächste Schritt war die Offenlegung des physikalischen Wesens des Gesetzes auf der Grundlage der Theorie der Struktur des Atoms.

Sie sind bereits mit dem Aufbau von Atomen vertraut und wissen, dass die Ladung des Kerns eines Atoms seine Haupteigenschaft ist. Die Ladung des Kerns stimmt mit der Ordnungszahl des Elements im Periodensystem von Mendelejew überein.

Rutherfords Schüler, der englische Physiker Henry Moseley, stellte 1913 fest, dass jedes Element seine eigene Wellenlänge der Röntgenstrahlung hat. Sie nimmt mit zunehmender Atommasse zu. Moseley bezog die Frequenz dieser Strahlung auf die Ordnungszahl des Elements. Moseleys Gesetz bestätigte, dass Mendelejews Änderung der Seriennummern von Elementen im Periodensystem einer beständigen Erhöhung der Ladungen der Kerne ihrer Atome entsprach. Wir haben diese Frage bereits beim Studium der Isotope diskutiert.

Im Zusammenhang mit neuen Entdeckungen auf dem Gebiet der Atomstruktur nahm das Periodengesetz die folgende moderne Formulierung an:

Die Eigenschaften der Elemente sowie die Formen und Eigenschaften ihrer Verbindungen stehen in periodischer Abhängigkeit von der Ladung des Atomkerns.

Warum ändern sich die Eigenschaften von Elementen und ihren Verbindungen periodisch?

Was ist der Grund für die Periodizität?

Die Antwort auf diese Frage kann auch die Theorie der Struktur des Atoms geben:

Der Wert der Ladung des Kerns ist das Hauptmerkmal des Elements, ein Maß für seine Individualität. Alle anderen Eigenschaften des Elements hängen von dieser Eigenschaft des Elements ab, es bestimmt die Anzahl der Elektronen und ihren Zustand im Atom.

Die Erhöhung der Ladungen der Atomkerne vom ersten zum letzten Element führt zu einer periodischen Wiederholung der elektronischen Strukturen der Atome und der Anzahl der Elektronen auf der äußeren Energieebene. Dies ist die physikalische Bedeutung des Periodengesetzes und der Grund für die Periodizität von Änderungen in den Eigenschaften von Elementen.

Die periodische Änderung der Eigenschaften von Elementen erklärt sich aus der periodischen Wiederholung der Anzahl von Elektronen auf dem externen Energieniveau und den elektronischen Strukturen von Atomen.

Die Theorie der Atomstruktur trug zur Entwicklung des Periodengesetzes und des Periodensystems der chemischen Elemente und zur Bestimmung ihres modernen Inhalts bei. Es gab Impulse für die Erforschung der inneren Struktur von Substanzen, für die Entdeckung und Produktion neuer Elemente.

Die Ladungen der Kerne von Elementen im Periodensystem nehmen ständig zu, und die Eigenschaften einfacher Substanzen wiederholen sich periodisch. Wie erklärt man es?

D. I. Mendeleev bemerkte, dass sich die Eigenschaften von Elementen periodisch mit zunehmenden Werten ihrer Massenzahlen wiederholen. Die bis dahin entdeckten 63 Elemente ordnete er unter Berücksichtigung chemischer und physikalischer Eigenschaften nach zunehmender Atommasse. Mendeleev glaubte, dass das von ihm entdeckte periodische Gesetz tiefe Muster in der inneren Struktur der Materie widerspiegelte. Er stellte die Tatsache periodischer Änderungen der Eigenschaften von Elementen fest, kannte aber den Grund für die Periodizität nicht.

Eine weitere Untersuchung der Struktur des Atoms zeigte, dass die Eigenschaften von Substanzen von der Ladung des Atomkerns abhängen und Elemente auf der Grundlage ihrer elektronischen Struktur systematisiert werden können. Die Eigenschaften einfacher Substanzen und ihrer Verbindungen hängen von der sich periodisch wiederholenden elektronischen Konfiguration der Untervalenzebene der Elementatome ab. Daher sind „elektronische Analoga“ auch „chemische Analoga“.

Schreiben wir die elektronischen Formeln der Atome der Elemente der Hauptuntergruppen der zweiten und siebten Gruppe auf.

Elemente der zweiten Gruppe haben die allgemeine elektronische Formel der Valenzelektronen ns 2 . Schreiben wir ihre elektronischen Formeln auf:

Sei 1s 2 2s 2,

Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2,

Ca 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2,

Sr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2.

Die Elemente der siebten Gruppe haben eine gemeinsame elektronische Valenzelektronenformel ns 2 np 5, und die vollständigen elektronischen Formeln sehen so aus:

F 1s 2 2s 2 2p 5 ,

Kl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ,

Br 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p5 ,

I 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p5 .

Die elektronischen Strukturen von Atomen wiederholen sich also periodisch für Elemente derselben Gruppe, daher wiederholen sich ihre Eigenschaften periodisch, da sie hauptsächlich von der elektronischen Konfiguration der Valenzelektronen abhängen. Elemente derselben Gruppe haben gemeinsame Eigenschaften, aber es gibt auch Unterschiede. Dies lässt sich dadurch erklären, dass Atome zwar die gleiche elektronische Struktur von Valenzelektronen haben, sich diese Elektronen jedoch in unterschiedlichen Abständen vom Kern befinden, die Kraft ihrer Anziehungskraft zum Kern während des Übergangs von Periode zu Periode, dem Atomradius, schwächer wird steigt, werden Valenzelektronen beweglicher, was sich auf die Eigenschaften von Substanzen auswirkt.

41. Stellen Sie basierend auf der Position von Germanium, Cäsium und Technetium im Periodensystem Formeln für die folgenden Verbindungen auf: Meta- und Orthogermansäure, Cäsiumdihydrogenphosphat und Technetiumoxid, entsprechend ihrer höchsten Oxidationsstufe. Zeichnen Sie die Strukturformeln dieser Verbindungen.

42. Was ist Ionisationsenergie? In welchen Einheiten wird es ausgedrückt? Wie ändert sich die reduzierende Aktivität von s- und p-Elementen in den Gruppen des Periodensystems mit steigender Seriennummer? Wieso den?

43. Was ist Elektronegativität? Wie ändert sich die Elektronegativität von Elementen der zweiten und dritten Periode in der Gruppe des Periodensystems mit zunehmender Seriennummer?

44. Bilden Sie basierend auf der Position von Germanium, Molybdän und Rhenium im Periodensystem die Gesamtformeln der folgenden Verbindungen: die Wasserstoffverbindung von Germanium, Rheniumsäure und Molybdänoxid, entsprechend ihrer höchsten Oxidationsstufe. Zeichnen Sie die Strukturformeln dieser Verbindungen.

45. Was ist Elektronenaffinität? In welchen Einheiten wird es ausgedrückt? Wie verändert sich die oxidative Aktivität von Nichtmetallen in einer Periode und in einer Gruppe des Periodensystems mit steigender Seriennummer? Begründen Sie Ihre Antwort mit der Struktur des Atoms des entsprechenden Elements.

46. ​​Machen Sie Formeln für Oxide und Hydroxide von Elementen der dritten Periode des Periodensystems, entsprechend ihrer höchsten Oxidationsstufe. Wie ändert sich die chemische Natur dieser Verbindungen beim Übergang von Natrium zu Chlor?

47. Welches der Elemente der vierten Periode - Vanadium oder Arsen - hat ausgeprägtere metallische Eigenschaften? Welches Element geht mit Wasserstoff eine gasförmige Verbindung ein? Begründen Sie Ihre Antwort anhand der Struktur der Atome dieser Elemente.

48. Welche Elemente bilden mit Wasserstoff gasförmige Verbindungen? Zu welchen Gruppen des Periodensystems gehören diese Elemente? Schreiben Sie Formeln für Wasserstoff- und Sauerstoffverbindungen von Chlor, Tellur und Antimon, die ihren niedrigsten und höchsten Oxidationsstufen entsprechen.

49. Welches Element der vierten Periode – Chrom oder Selen – hat ausgeprägtere metallische Eigenschaften? Welches dieser Elemente geht mit Wasserstoff eine gasförmige Verbindung ein? Begründen Sie Ihre Antwort durch die Struktur der Chrom- und Selenatome.

50. Was ist die niedrigste Oxidationsstufe von Chlor, Schwefel, Stickstoff und Kohlenstoff? Wieso den? Schreiben Sie Formeln für Aluminiumverbindungen mit diesen Elementen in ihrer Oxidationsstufe. Wie heißen die entsprechenden Verbindungen?

51. Welches der p-Elemente der fünften Gruppe des Periodensystems – Phosphor oder Antimon – hat ausgeprägtere nichtmetallische Eigenschaften? Welche der Wasserstoffverbindungen dieser Elemente ist das stärkere Reduktionsmittel? Begründen Sie Ihre Antwort mit der Struktur des Atoms dieser Elemente.

52. Geben Sie basierend auf der Position des Metalls im Periodensystem eine begründete Antwort auf die Frage; welches der beiden Hydroxide die stärkere Base ist: Ba(OH) 2 oder Mg(OH) 2; Ca(OH) 2 oder Fe(OH) 2; Cd(OH)2 oder Sr(OH)2?

53. Warum weist Mangan metallische Eigenschaften und Chlor nichtmetallische Eigenschaften auf? Motivieren Sie Ihre Antwort durch die elektronische Struktur der Atome dieser Elemente. Schreiben Sie die Formeln für Oxide und Hydroxide von Chlor und Mangan.

54. Was ist die niedrigste Oxidationsstufe von Wasserstoff, Fluor, Schwefel und Stickstoff? Wieso den? Schreiben Sie Formeln für Calciumverbindungen mit diesen Elementen in ihrer Oxidationsstufe. Wie heißen die entsprechenden Verbindungen?

55. Was sind die niedrigsten und höchsten Oxidationsstufen von Silizium, Arsen, Selen und Chlor? Wieso den? Schreiben Sie Formeln für Verbindungen dieser Elemente, die diesen Oxidationsstufen entsprechen.

56. Zu welcher Familie gehören die Elemente, in deren Atomen das letzte Elektron in die 4f- und 5f-Orbitale eintritt? Wie viele Elemente enthält jede dieser Familien?

57. Die Atommassen der Elemente im Periodensystem nehmen ständig zu, während sich die Eigenschaften einfacher Körper periodisch ändern. Wie lässt sich das erklären?

58. Wie lautet die moderne Formulierung des periodischen Gesetzes? Erklären Sie, warum im Periodensystem der Elemente Argon, Kobalt, Tellur und Thorium vor Kalium, Nickel, Jod bzw. Protactinium stehen, obwohl sie eine große Atommasse haben?

59. Was sind die niedrigsten und höchsten Oxidationsstufen von Kohlenstoff, Phosphor, Schwefel und Jod? Wieso den? Schreiben Sie Formeln für Verbindungen dieser Elemente, die diesen Oxidationsstufen entsprechen.