Os alquimistas também tentaram encontrar uma lei da natureza com base na qual fosse possível sistematizar os elementos químicos. Mas faltavam-lhes informações confiáveis ​​e detalhadas sobre os elementos. Em meados do século XIX. o conhecimento sobre os elementos químicos tornou-se suficiente, e o número de elementos aumentou tanto que surgiu na ciência uma necessidade natural de classificá-los. As primeiras tentativas de classificar os elementos em metais e não metais não tiveram sucesso. Os antecessores de D. I. Mendeleev (I.V. Debereiner, J.A. Newlands, L.Yu. Meyer) fizeram muito para se preparar para a descoberta da lei periódica, mas não foram capazes de compreender a verdade. Dmitry Ivanovich estabeleceu uma conexão entre a massa dos elementos e suas propriedades.

Dmitry Ivanovich nasceu em Tobolsk. Ele era o décimo sétimo filho da família. Depois de terminar o ensino médio em sua cidade natal, Dmitry Ivanovich ingressou no Instituto Pedagógico Principal de São Petersburgo, após o qual fez uma viagem científica de dois anos ao exterior com uma medalha de ouro. Depois de retornar, ele foi convidado para a Universidade de São Petersburgo. Quando Mendeleev começou a dar palestras sobre química, não encontrou nada que pudesse ser recomendado aos alunos como auxílio didático. E decidiu escrever um novo livro - “Fundamentos da Química”.

A descoberta da lei periódica foi precedida de 15 anos de muito trabalho. Em 1º de março de 1869, Dmitry Ivanovich planejou deixar São Petersburgo e ir para as províncias a negócios.

A lei periódica foi descoberta com base em uma característica do átomo – massa atômica relativa .

Mendeleev organizou os elementos químicos em ordem crescente de suas massas atômicas e percebeu que as propriedades dos elementos se repetem após um determinado período - um período, Dmitry Ivanovich organizou os períodos um abaixo do outro, de modo que elementos semelhantes estivessem localizados um sob o outro - na mesma vertical, então o sistema periódico foi construído em elementos.

1º de março de 1869 Formulação da lei periódica por D.I. Mendeleiev.

As propriedades das substâncias simples, bem como as formas e propriedades dos compostos dos elementos, dependem periodicamente dos pesos atômicos dos elementos.

Infelizmente, no início havia poucos defensores da lei periódica, mesmo entre os cientistas russos. Existem muitos adversários, especialmente na Alemanha e na Inglaterra.
A descoberta da lei periódica é um exemplo brilhante de previsão científica: em 1870, Dmitry Ivanovich previu a existência de três elementos então desconhecidos, que chamou de ekasilicon, ekaaluminum e ekaboron. Ele foi capaz de prever corretamente as propriedades mais importantes de novos elementos. E então, 5 anos depois, em 1875, o cientista francês P.E. Lecoq de Boisbaudran, que nada sabia sobre o trabalho de Dmitry Ivanovich, descobriu um novo metal, chamando-o de gálio. Em várias propriedades e método de descoberta, o gálio coincidiu com o eka-alumínio previsto por Mendeleev. Mas seu peso acabou sendo menor que o previsto. Apesar disso, Dmitry Ivanovich enviou uma carta à França, insistindo em sua previsão.
O mundo científico ficou surpreso com a previsão de Mendeleev das propriedades ekaem alumínio acabou sendo tão preciso. A partir deste momento, a lei periódica começa a valer na química.
Em 1879, L. Nilsson descobriu o escândio na Suécia, que incorporou o que Dmitry Ivanovich previu ekabor .
Em 1886, K. Winkler descobriu o germânio na Alemanha, que acabou sendo ecasilício .

Mas o gênio de Dmitry Ivanovich Mendeleev e suas descobertas não são apenas essas previsões!

Em quatro lugares da tabela periódica, D. I. Mendeleev organizou os elementos não em ordem crescente de massas atômicas:

No final do século 19, D.I. Mendeleev escreveu que, aparentemente, o átomo consiste em outras partículas menores. Após sua morte em 1907, ficou provado que o átomo consiste em partículas elementares. A teoria da estrutura atômica confirmou a correção de Mendeleev: os rearranjos desses elementos que não estão de acordo com o aumento das massas atômicas são completamente justificados.

Formulação moderna da lei periódica.

As propriedades dos elementos químicos e seus compostos dependem periodicamente da magnitude da carga dos núcleos de seus átomos, expressa na repetibilidade periódica da estrutura da camada eletrônica de valência externa.
E agora, mais de 130 anos após a descoberta da lei periódica, podemos retornar às palavras de Dmitry Ivanovich, tomadas como lema da nossa lição: “Para a lei periódica, o futuro não ameaça destruição, mas apenas superestrutura e desenvolvimento são prometidos.” Quantos elementos químicos foram descobertos até agora? E isso está longe do limite.

Uma representação gráfica da lei periódica é o sistema periódico de elementos químicos. Este é um breve resumo de toda a química dos elementos e seus compostos.

Mudanças nas propriedades do sistema periódico com o aumento dos pesos atômicos no período (da esquerda para a direita):

1. As propriedades metálicas são reduzidas

2. Aumento das propriedades não metálicas

3. As propriedades dos óxidos e hidróxidos superiores mudam de básicas, passando por anfotéricas e até ácidas.

4. A valência dos elementos nas fórmulas dos óxidos superiores aumenta de EUantesVII, e nas fórmulas de compostos voláteis de hidrogênio diminui de 4 antesEU.

Princípios básicos de construção da tabela periódica.

Sinal de comparação	D. I. Mendeleev
1. Como é estabelecida a sequência de elementos por números? (Qual é a base do p.s.?)	Os elementos são organizados em ordem crescente de massa atômica relativa. Há exceções para isto. Ar – K, Co – Ni, Te – I, Th - Pa
2. O princípio de combinar elementos em grupos.	Sinal qualitativo. A semelhança das propriedades de substâncias simples e substâncias complexas do mesmo tipo.
3. O princípio de combinar elementos em períodos.

A lei periódica de Dmitry Ivanovich Mendeleev é uma das leis fundamentais da natureza, que relaciona a dependência das propriedades dos elementos químicos e das substâncias simples com suas massas atômicas. Atualmente, a lei foi refinada e a dependência das propriedades é explicada pela carga do núcleo atômico.

A lei foi descoberta por um cientista russo em 1869. Mendeleev apresentou-o à comunidade científica em um relatório ao congresso da Sociedade Química Russa (o relatório foi feito por outro cientista, já que Mendeleev foi forçado a sair com urgência por ordem da Sociedade Econômica Livre de São Petersburgo). No mesmo ano, foi publicado o livro “Fundamentos da Química”, escrito por Dmitry Ivanovich para estudantes. Nele, o cientista descreveu as propriedades de compostos populares e também tentou fornecer uma sistematização lógica dos elementos químicos. Também apresentou pela primeira vez uma tabela com elementos dispostos periodicamente, como uma interpretação gráfica da lei periódica. Todos os anos subsequentes, Mendeleev melhorou sua tabela, por exemplo, adicionou uma coluna de gases inertes, que foi descoberta 25 anos depois.

A comunidade científica não aceitou imediatamente as ideias do grande químico russo, mesmo na Rússia. Mas depois da descoberta de três novos elementos (gálio em 1875, escândio em 1879 e germânio em 1886), previstos e descritos por Mendeleev no seu famoso relatório, a lei periódica foi reconhecida.

• É uma lei universal da natureza.
• A tabela, que representa graficamente a lei, inclui não só todos os elementos conhecidos, mas também aqueles que ainda estão sendo descobertos.
• Todas as novas descobertas não afetaram em nada a relevância da lei e da tabela. A tabela está sendo melhorada e alterada, mas sua essência permanece inalterada.
• Permitiu esclarecer os pesos atômicos e outras características de alguns elementos e prever a existência de novos elementos.
• Os químicos receberam uma dica confiável sobre como e onde procurar novos elementos. Além disso, a lei permite, com alto grau de probabilidade, determinar antecipadamente as propriedades de elementos ainda não descobertos.
• Desempenhou um papel importante no desenvolvimento da química inorgânica no século XIX.

História da descoberta

Há uma bela lenda de que Mendeleev viu sua mesa em um sonho, acordou de manhã e anotou-a. Na verdade, isso é apenas um mito. O próprio cientista disse diversas vezes que dedicou 20 anos de sua vida à criação e aprimoramento da tabela periódica dos elementos.

Tudo começou com o fato de Dmitry Ivanovich ter decidido escrever um livro didático de química inorgânica para estudantes, no qual planejava sistematizar todo o conhecimento conhecido naquele momento. E, naturalmente, ele confiou nas conquistas e descobertas de seus antecessores. Pela primeira vez, a atenção para a relação entre os pesos atômicos e as propriedades dos elementos foi atraída pelo químico alemão Döbereiner, que tentou dividir os elementos que conhecia em tríades com propriedades e pesos semelhantes que obedecem a uma determinada regra. Em cada tripla, o elemento do meio tinha peso próximo à média aritmética dos dois elementos externos. O cientista conseguiu assim formar cinco grupos, por exemplo, Li – Na – K; Cl–Br–I. Mas nem todos esses eram elementos conhecidos. Além disso, os três elementos claramente não esgotaram a lista de elementos com propriedades semelhantes. Tentativas de encontrar um padrão geral foram feitas posteriormente pelos alemães Gmelin e von Pettenkofer, pelos franceses J. Dumas e de Chancourtois, e pelos ingleses Newlands e Odling. O cientista alemão Meyer foi quem mais avançou, que em 1864 compilou uma tabela muito semelhante à tabela periódica, mas continha apenas 28 elementos, enquanto 63 já eram conhecidos.

Ao contrário dos seus antecessores, Mendeleev conseguiu elaborar uma tabela que inclua todos os elementos conhecidos organizados de acordo com um determinado sistema. Ao mesmo tempo, deixou algumas células em branco, calculando aproximadamente os pesos atômicos de alguns elementos e descrevendo suas propriedades. Além disso, o cientista russo teve a coragem e a clarividência de declarar que a lei que descobriu era uma lei universal da natureza e chamou-a de “lei periódica”. Tendo dito “ah”, ele foi em frente e corrigiu os pesos atômicos dos elementos que não cabiam na tabela. Após uma inspeção mais detalhada, descobriu-se que suas correções estavam corretas, e a descoberta dos elementos hipotéticos que ele descreveu tornou-se a confirmação final da veracidade da nova lei: a prática provou a validade da teoria.

Como resultado do estudo deste tópico, você aprenderá: por que o hidrogênio é colocado simultaneamente no primeiro e no sétimo grupos da tabela periódica; por que em alguns elementos (por exemplo, Cr e Cu) há uma “falha” do elétron s externo para a camada d pré-externa; qual a principal diferença nas propriedades dos elementos dos subgrupos principal e secundário; quais elétrons são de valência para elementos dos subgrupos principal e secundário; o que causa o aumento desigual da energia de ionização durante a transição de Li para Ne; qual base é mais forte: LiOH ou KOH; Qual ácido é mais forte: HCl ou HI. Como resultado do estudo deste tópico, você aprenderá: registrar configurações eletrônicas de elementos; estabelecer a estrutura eletrônica do átomo de um elemento pela sua posição no período e subgrupo correspondente do sistema periódico e, portanto, suas propriedades; a partir da consideração da estrutura eletrônica dos átomos não excitados, determinar o número de elétrons que podem participar da formação das ligações químicas, bem como os possíveis estados de oxidação dos elementos; compare as forças relativas de ácidos e bases. Questões de estudo:

4.1. Lei periódica D.I. Mendeleev

A lei periódica é a maior conquista da ciência química, a base de toda a química moderna. Com sua descoberta, a química deixou de ser uma ciência descritiva; nela a previsão científica tornou-se possível.

Lei periódica descoberta D. I. Mendeleiev em 1869, o Cientista formulou esta lei da seguinte forma: “As propriedades dos corpos simples, bem como as formas e propriedades dos compostos dos elementos, dependem periodicamente da magnitude dos pesos atômicos dos elementos”.

Um estudo mais detalhado da estrutura da matéria mostrou que a periodicidade das propriedades dos elementos é determinada não pela massa atômica, mas pela estrutura eletrônica dos átomos.

A carga nuclear é uma característica que determina a estrutura eletrônica dos átomos e, portanto, as propriedades dos elementos. Portanto, na formulação moderna, a Lei Periódica soa assim: as propriedades das substâncias simples, bem como as formas e propriedades dos compostos dos elementos, dependem periodicamente do número atômico (do valor da carga do núcleo de seus átomos ).

A expressão da Lei Periódica é a tabela periódica dos elementos.

4.2. Tabela periódica de D. I. Mendeleev

A tabela periódica dos elementos de DI Mendeleev consiste em sete períodos, que são sequências horizontais de elementos dispostos em ordem crescente de carga de seu núcleo atômico. Os períodos 1, 2, 3, 4, 5, 6 contêm 2, 8, 8, 18, 18, 32 elementos, respectivamente. O sétimo período não foi concluído. Os períodos 1, 2 e 3 são chamados pequeno, o resto - grande.

Cada período (exceto o primeiro) começa com átomos de metais alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) e termina com um gás nobre (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), que é precedido por um típico não-metal. Nos períodos da esquerda para a direita, as propriedades metálicas enfraquecem gradativamente e as propriedades não metálicas aumentam, pois com o aumento da carga positiva dos núcleos atômicos, o número de elétrons no nível externo aumenta.

No primeiro período, além do hélio, existe apenas um elemento - o hidrogênio. É condicionalmente colocado no subgrupo IA ou VIIA, pois apresenta semelhanças tanto com metais alcalinos quanto com halogênios. A semelhança do hidrogênio com os metais alcalinos se manifesta no fato de que o hidrogênio, como os metais alcalinos, é um agente redutor e, ao doar um elétron, forma um cátion com carga única. O hidrogênio tem mais em comum com os halogênios: o hidrogênio, assim como os halogênios, é um não metal, sua molécula é diatômica, pode apresentar propriedades oxidantes, formando hidretos salinos com metais ativos, por exemplo, NaH, CaH 2.

No quarto período, seguindo Ca, existem 10 elementos de transição (década Sc - Zn), seguidos pelos restantes 6 elementos principais do período (Ga - Kg). O quinto período é construído de forma semelhante. Conceito elemento de transição geralmente usado para se referir a qualquer elemento com elétrons d ou f de valência.

O sexto e sétimo períodos possuem duplas inserções de elementos. Atrás do elemento Ba há uma década inserida de elementos d (La - Hg), e após o primeiro elemento de transição La há 14 elementos f - lantanídeos(Sé - Lu). Depois de Hg, existem os 6 elementos p principais restantes do sexto período (Tl - Rn).

No sétimo período (incompleto), Ac é seguido por 14 elementos f- actinídeos(Th - Lr). Recentemente, La e Ac passaram a ser classificados como lantanídeos e actinídeos, respectivamente. Os lantanídeos e os actinídeos são colocados separadamente na parte inferior da tabela.

Assim, cada elemento da tabela periódica ocupa uma posição estritamente definida, que é marcada ordinal, ou atômico número.

Na tabela periódica, oito grupos estão localizados verticalmente (I – VIII), que por sua vez são divididos em subgrupos - principais, ou subgrupos A e efeitos colaterais, ou subgrupo B. O subgrupo VIIIB é especial, contém tríades elementos que compõem as famílias dos metais ferro (Fe, Co, Ni) e platina (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).

A semelhança dos elementos dentro de cada subgrupo é o padrão mais notável e importante na tabela periódica. Nos subgrupos principais, de cima para baixo, as propriedades metálicas aumentam e as propriedades não metálicas enfraquecem. Nesse caso, ocorre um aumento na estabilidade dos compostos dos elementos no menor estado de oxidação para um determinado subgrupo. Nos subgrupos laterais, ao contrário, de cima para baixo, as propriedades metálicas enfraquecem e a estabilidade dos compostos com maior estado de oxidação aumenta.

4.3. Tabela periódica e configurações eletrônicas dos átomos

Como durante as reações químicas os núcleos dos átomos reagentes não mudam, as propriedades químicas dos átomos dependem da estrutura de suas camadas eletrônicas.

O preenchimento das camadas eletrônicas e das camadas eletrônicas dos átomos ocorre de acordo com o princípio de Pauli e a regra de Hund.

Princípio de Pauli (exclusão de Pauli)

Dois elétrons em um átomo não podem ter quatro números quânticos idênticos (cada orbital atômico não pode conter mais do que dois elétrons).

O princípio de Pauli determina o número máximo de elétrons que possuem um determinado número quântico principal n(ou seja, localizado nesta camada eletrônica): N n = 2n 2. A primeira camada de elétrons (nível de energia) não pode ter mais que 2 elétrons, a segunda – 8, a terceira – 18, etc.

Em um átomo de hidrogênio, por exemplo, existe um elétron, que está localizado no primeiro nível de energia no estado 1s. O spin deste elétron pode ser direcionado arbitrariamente (m s = +1/2 ou m s = –1/2). Deve-se enfatizar mais uma vez que o primeiro nível de energia consiste em um subnível - 1s, o segundo nível de energia - em dois subníveis - 2s e 2p, o terceiro - em três subníveis - 3s, 3p, 3d, etc. O subnível, por sua vez, contém orbitais, cujo número é determinado pelo número quântico lateral eu e igual a (2 eu +1). Cada orbital é convencionalmente designado por um quadrado, o elétron nele localizado é indicado por uma seta, cuja direção indica a orientação do spin desse elétron. Isto significa que o estado de um elétron em um átomo de hidrogênio pode ser representado como 1s 1 ou representado como uma célula quântica, Fig. 4.1:

Arroz. 4.1. Símbolo para um elétron em um átomo de hidrogênio no orbital 1s

Para ambos os elétrons do átomo de hélio n = 1, eu = 0,m eu= 0, m s = +1/2 e –1/2. Portanto, a fórmula eletrônica do hélio é 1s 2. A camada eletrônica do hélio é completa e muito estável. O hélio é um gás nobre.

De acordo com o princípio de Pauli, não pode haver dois elétrons com spins paralelos em um orbital. O terceiro elétron em um átomo de lítio ocupa o orbital 2s. A configuração eletrônica do Li é 1s 2 2s 1, e a do berílio é 1s 2 2s 2. Como o orbital 2s está preenchido, o quinto elétron do átomo de boro ocupa o orbital 2p. No n= número quântico de 2 lados (orbital) eu assume os valores 0 e 1. Quando eu = 0 (estado 2s) m eu= 0, e em eu = 1 (2p – estado) m eu pode ser igual a +1; 0; -1. O estado 2p corresponde a três células de energia, Fig. 4.2.

Arroz. 4.2. Arranjo de elétrons de um átomo de boro em orbitais

Para o átomo de nitrogênio (configuração eletrônica 1s 2 2s 2 2p 3 dois elétrons no primeiro nível, cinco no segundo), as seguintes duas variantes da estrutura eletrônica são possíveis, Fig. 4.3:

Arroz. 4.3. Possíveis opções para o arranjo dos elétrons do átomo de nitrogênio nos orbitais

No primeiro esquema, Fig. 4.3a, o spin total é igual a 1/2 (+1/2 –1/2 +1/2), no segundo (Fig. 4.3b) o spin total é igual a 3 /2 (+1/2 + 1/2 +1/2). A localização dos giros é determinada Regra de Hund que diz: o preenchimento dos níveis de energia ocorre de tal forma que o spin total é máximo.

Por isso , Dos dois esquemas dados para a estrutura do átomo de nitrogênio, o primeiro corresponde ao estado estável (com a energia mais baixa), onde todos os elétrons p ocupam orbitais diferentes. Os orbitais de subnível são preenchidos da seguinte forma: primeiro, um elétron com os mesmos spins e depois um segundo elétron com spins opostos.

Começando pelo sódio, preenche-se o terceiro nível de energia com n = 3. A distribuição dos elétrons dos átomos dos elementos do terceiro período nos orbitais é mostrada na Fig. 4.4.

Arroz. 4.4. Distribuição de elétrons em orbitais para átomos de elementos do terceiro período no estado fundamental

Em um átomo, cada elétron ocupa um orbital livre com a energia mais baixa correspondente à sua ligação mais forte com o núcleo. Em 1961 V.M. Klechkovsky formulou uma posição geral segundo a qual a energia dos orbitais de elétrons aumenta na ordem crescente da soma dos números quânticos principais e secundários ( n + l), e no caso de igualdade dessas somas, o orbital com menor valor do número quântico principal n possui menos energia.

A sequência de níveis de energia em ordem crescente de energia é aproximadamente a seguinte:

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

Consideremos a distribuição dos elétrons nos orbitais dos átomos dos elementos do quarto período (Fig. 4.5).

Arroz. 4.5. Distribuição de elétrons sobre os orbitais dos átomos dos elementos do quarto período no estado fundamental

Depois do potássio (configuração eletrônica 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1) e do cálcio (configuração eletrônica 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2), a camada 3d interna é preenchida com elétrons (elementos de transição Sc - Zn). Deve-se notar que existem duas anomalias: para os átomos de Cr e Cu em 4 é-shell não contém dois elétrons, mas um, ou seja, ocorre a chamada “falha” do elétron 4s externo para a camada 3d anterior. A estrutura eletrônica do átomo de cromo pode ser representada da seguinte forma (Fig. 4.6).

Arroz. 4.6. Distribuição de elétrons sobre orbitais para o átomo de cromo

A razão física para a “violação” da ordem de preenchimento está associada à diferente capacidade de penetração dos orbitais de elétrons no núcleo, à estabilidade especial das configurações eletrônicas d 5 e d 10, f 7 e f 14, correspondendo ao preenchimento de orbitais eletrônicos com um ou dois elétrons, bem como o efeito de blindagem dos núcleos das camadas internas de carga eletrônica.

As configurações eletrônicas dos átomos de Mn, Fe, Co, Ni, Cu e Zn são refletidas pelas seguintes fórmulas:

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 .

Depois do zinco, partindo do 31º elemento - gálio até o 36º elemento - criptônio, continua o preenchimento da quarta camada (4p - casca). As configurações eletrônicas desses elementos são as seguintes:

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 Como 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 Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 .

Deve-se notar que se a exclusão de Pauli não for violada, em estados excitados os elétrons podem estar localizados em outros orbitais atômicos.

4.4. Tipos de elementos químicos

Todos os elementos da tabela periódica são divididos em quatro tipos:

1. Nos átomos elementos s as camadas s da camada externa (n) são preenchidas. Os elementos s incluem hidrogênio, hélio e os dois primeiros elementos de cada período.

2. Nos átomos elementos p os elétrons preenchem as camadas p do nível externo (np). Os elementos p incluem os últimos 6 elementos de cada período (exceto o primeiro).

3. Você elementos dé preenchido com elétrons d – camada do segundo nível externo (n – 1) d. Estes são elementos de décadas de plug-in de grandes períodos localizados entre os elementos s e p.

4. Você elementos f o subnível f do terceiro nível externo (n – 2) f é preenchido com elétrons. A família dos elementos f inclui lantanídeos e actinídeos.

Considerando a estrutura eletrônica dos átomos não excitados dependendo do número atômico do elemento, segue-se:

O número de níveis de energia (camadas eletrônicas) de um átomo de qualquer elemento é igual ao número do período em que o elemento está localizado. Isso significa que os elementos s são encontrados em todos os períodos, os elementos p no segundo e nos períodos subsequentes, os elementos d no quarto e nos períodos subsequentes e os elementos f no sexto e sétimo períodos.

O número do período coincide com o número quântico principal dos elétrons externos do átomo.

Os elementos s e p formam os subgrupos principais, os elementos d formam subgrupos secundários, os elementos f formam as famílias dos lantanídeos e actinídeos. Assim, o subgrupo inclui elementos cujos átomos costumam apresentar estrutura semelhante não só à camada externa, mas também à camada pré-externa (com exceção dos elementos em que há “falha” do elétron).

O número do grupo geralmente indica o número de elétrons que podem participar na formação de ligações químicas. Este é o significado físico do número do grupo. Os elementos dos subgrupos laterais possuem elétrons de valência não apenas em suas camadas externas, mas também em suas penúltimas camadas. Esta é a principal diferença nas propriedades dos elementos dos subgrupos principal e secundário.

Elementos com elétrons d ou f de valência são chamados de elementos de transição.

O número do grupo, via de regra, é igual ao maior estado de oxidação positiva dos elementos que apresentam nos compostos. A exceção é o flúor - seu estado de oxidação é –1; Dos elementos do Grupo VIII, apenas Os, Ru e Xe possuem um estado de oxidação conhecido de +8.

4.5. Periodicidade das propriedades dos átomos dos elementos

Características dos átomos como raio, energia de ionização, afinidade eletrônica, eletronegatividade e estado de oxidação estão associadas à estrutura eletrônica do átomo.

Existem raios de átomos metálicos e raios covalentes de átomos não metálicos. Os raios dos átomos metálicos são calculados com base nas distâncias interatômicas, que são bem conhecidas para a maioria dos metais com base em dados experimentais. Neste caso, o raio de um átomo metálico é igual à metade da distância entre os centros de dois átomos vizinhos. Os raios covalentes de não metais em moléculas e cristais de substâncias simples são calculados de maneira semelhante. Quanto maior o raio atômico, mais fácil será para os elétrons externos se separarem do núcleo (e vice-versa). Ao contrário dos raios atômicos, os raios iônicos são valores arbitrários.

Da esquerda para a direita nos períodos, o valor dos raios atômicos dos metais diminui, e os raios atômicos dos não metais mudam de forma complexa, pois depende da natureza da ligação química. No segundo período, por exemplo, os raios dos átomos primeiro diminuem e depois aumentam, especialmente quando se move para um átomo de gás nobre.

Nos subgrupos principais, os raios dos átomos aumentam de cima para baixo, à medida que aumenta o número de camadas eletrônicas.

O raio de um cátion é menor que o raio de seu átomo correspondente e, à medida que a carga positiva do cátion aumenta, seu raio diminui. Pelo contrário, o raio de um anião é sempre maior que o raio do seu átomo correspondente. Partículas (átomos e íons) que possuem o mesmo número de elétrons são chamadas de isoeletrônicas. Na série de íons isoeletrônicos, o raio diminui à medida que o raio negativo do íon diminui e o raio positivo aumenta. Tal diminuição ocorre, por exemplo, nas séries: O 2–, F–, Na +, Mg 2+, Al 3+.

Energia de ionização– a energia necessária para remover um elétron de um átomo no estado fundamental. Geralmente é expresso em elétron-volts (1 eV = 96,485 kJ/mol). Num período, da esquerda para a direita, a energia de ionização aumenta com o aumento da carga nuclear. Nos subgrupos principais, de cima para baixo, diminui, pois aumenta a distância do elétron ao núcleo e aumenta o efeito de blindagem das camadas eletrônicas internas.

A Tabela 4.1 mostra os valores das energias de ionização (energias de remoção do primeiro, segundo, etc. elétrons) para alguns átomos.

No segundo período, durante a transição de Li para Ne, a energia de remoção do primeiro elétron aumenta (ver Tabela 4.1). Porém, como pode ser visto na tabela, a energia de ionização aumenta de forma desigual: para o boro e o oxigênio, que seguem o berílio e o nitrogênio, respectivamente, observa-se uma ligeira diminuição, devido às peculiaridades da estrutura eletrônica dos átomos.

A camada s externa do berílio está completamente preenchida, então o elétron próximo a ela, o boro, entra no orbital p. Este elétron p está menos fortemente ligado ao núcleo do que o elétron s, portanto, a remoção de elétrons p requer menos energia.

Tabela 4.1.

Energias de ionização EUátomos de alguns elementos

Cada orbital p do átomo de nitrogênio possui um elétron. No átomo de oxigênio, um elétron entra no orbital p, que já está ocupado por um elétron. Dois elétrons no mesmo orbital se repelem fortemente, por isso é mais fácil remover um elétron de um átomo de oxigênio do que de um átomo de nitrogênio.

Os metais alcalinos têm a menor energia de ionização, portanto possuem propriedades metálicas pronunciadas; a maior energia de ionização é para gases inertes.

Afinidade eletrônica– energia liberada quando um elétron se liga a um átomo neutro. A afinidade eletrônica, assim como a energia de ionização, é geralmente expressa em elétron-volts. A maior afinidade eletrônica é para halogênios, a menor para metais alcalinos. A Tabela 4.2 mostra as afinidades eletrônicas para átomos de alguns elementos.

Tabela 4.2.

Afinidades eletrônicas de átomos de alguns elementos

Eletro-negatividade- a capacidade de um átomo em uma molécula ou íon de atrair elétrons de valência de outros átomos. A eletronegatividade (EO) como medida quantitativa é um valor aproximado. Cerca de 20 escalas de eletronegatividade foram propostas, sendo a mais amplamente reconhecida a escala desenvolvida por L. Pauling. Na Fig. 4.7 mostra os valores de EO segundo Pauling.

Arroz. 4.7. Eletronegatividade dos elementos (de acordo com Pauling)

O flúor é o mais eletronegativo de todos os elementos da escala de Pauling. Seu EO é considerado 4. O menos eletronegativo é o césio. O hidrogênio ocupa uma posição intermediária, pois ao interagir com alguns elementos cede um elétron, e ao interagir com outros ganha.

4.6. Propriedades ácido-base dos compostos; Circuito Kossel

Para explicar a natureza da mudança nas propriedades ácido-base dos compostos dos elementos, Kossel (Alemanha) propôs o uso de um esquema simples baseado na suposição de que existe uma ligação puramente iônica nas moléculas e ocorre uma interação de Coulomb entre os íons . O esquema de Kossel descreve as propriedades ácido-base de compostos contendo ligações EH e EOH, dependendo da carga do núcleo e do raio do elemento que os forma.

O diagrama de Kossel para dois hidróxidos metálicos, como LiOH e KOH, é mostrado na Fig. 4.8.

Arroz. 4.8. Diagrama de Kossel para LiOH e KOH

Como pode ser visto no diagrama apresentado, o raio do íon Li + é menor que o raio do íon K + e o grupo OH - está mais fortemente ligado ao cátion lítio do que ao cátion potássio. Como resultado, o KOH será mais fácil de dissociar em solução e as propriedades básicas do hidróxido de potássio serão mais pronunciadas.

De forma semelhante, você pode analisar o esquema de Kossel para duas bases CuOH e Cu(OH) 2. Como o raio do íon Cu 2+ é menor e a carga é maior que a do íon Cu +, o grupo OH - será mantido mais firmemente pelo íon Cu 2+. Como resultado, a base Cu(OH) 2 será mais fraca que CuOH.

Por isso, a força das bases aumenta à medida que o raio do cátion aumenta e sua carga positiva diminui.

Nos subgrupos principais, de cima para baixo, a força das bases aumenta à medida que os raios dos íons dos elementos aumentam nessa direção. Nos períodos da esquerda para a direita, os raios dos íons do elemento diminuem e sua carga positiva aumenta, de modo que a força das bases diminui nessa direção.

O diagrama de Kossel para dois ácidos livres de oxigênio, por exemplo, HCl e HI, é mostrado na Fig. 4.9

Arroz. 4.9. Diagrama de Kossel para HCl e HI

Como o raio do íon cloreto é menor que o do íon iodeto, o íon H+ está mais fortemente ligado ao ânion na molécula de ácido clorídrico, que será mais fraco que o ácido iodídrico. Por isso, a força dos ácidos anóxicos aumenta com o aumento do raio do íon negativo.

A força dos ácidos contendo oxigênio muda na direção oposta. Ela aumenta à medida que o raio do íon diminui e sua carga positiva aumenta. Na Fig. A Figura 4.10 mostra o diagrama de Kossel para dois ácidos HClO e HClO 4.

Arroz. 4.10. Diagrama de Kossel para HClO e HClO 4

O íon C1 7+ está firmemente ligado ao íon oxigênio, de modo que o próton será mais facilmente separado na molécula de HC1O 4. Ao mesmo tempo, a ligação entre o íon C1+ e o íon O2- é menos forte, e na molécula de HC1O o próton será mais fortemente retido pelo ânion O2-. Como resultado, o HClO 4 será um ácido mais forte que o HClO.

A vantagem do esquema de Kossel é que, utilizando um modelo simples, permite explicar a natureza das mudanças nas propriedades ácido-base de compostos em uma série de substâncias semelhantes. No entanto, este esquema é puramente qualitativo. Ele apenas permite comparar as propriedades dos compostos e não permite determinar as propriedades ácido-base de um único composto selecionado arbitrariamente. A desvantagem deste modelo é que ele se baseia apenas em conceitos eletrostáticos, enquanto na natureza não existe uma ligação iônica pura (cem por cento).

4.7. Propriedades redox de elementos e seus compostos

Uma mudança nas propriedades redox de substâncias simples pode ser facilmente estabelecida considerando a natureza da mudança na eletronegatividade dos elementos correspondentes. Nos subgrupos principais, de cima para baixo, a eletronegatividade diminui, o que leva à diminuição das propriedades oxidativas e ao aumento das propriedades redutoras nessa direção. Nos períodos da esquerda para a direita, a eletronegatividade aumenta. Como resultado, nessa direção, as propriedades redutoras das substâncias simples diminuem e as propriedades oxidantes aumentam. Assim, os agentes redutores fortes estão localizados no canto inferior esquerdo da tabela periódica dos elementos (potássio, rubídio, césio, bário), enquanto os agentes oxidantes fortes estão localizados no canto superior direito (oxigênio, flúor, cloro).

As propriedades redox dos compostos de elementos dependem da sua natureza, do grau de oxidação dos elementos, da posição dos elementos na tabela periódica e de uma série de outros fatores.

Nos subgrupos principais, de cima para baixo, as propriedades oxidantes dos ácidos contendo oxigênio, nos quais os átomos do elemento central apresentam o mesmo estado de oxidação, diminuem. Os agentes oxidantes fortes são os ácidos nítrico e sulfúrico concentrado. Quanto maior o estado de oxidação positivo do elemento no composto, mais pronunciadas são suas propriedades oxidantes. O permanganato de potássio e o dicromato de potássio apresentam fortes propriedades oxidantes.

Nos subgrupos principais, as propriedades redutoras dos ânions simples aumentam de cima para baixo. Agentes redutores fortes são HI, H 2 S, iodetos e sulfetos.

Aqui o leitor encontrará informações sobre uma das leis mais importantes já descobertas pelo homem no campo científico - a lei periódica de Dmitry Ivanovich Mendeleev. Você se familiarizará com seu significado e influência na química; serão consideradas as disposições gerais, características e detalhes da lei periódica, a história da descoberta e as principais disposições.

O que é lei periódica

A lei periódica é uma lei natural de natureza fundamental, que foi descoberta pela primeira vez por DI Mendeleev em 1869, e a descoberta em si ocorreu através da comparação das propriedades de alguns elementos químicos e dos valores de massa atômica conhecidos na época.

Mendeleev argumentou que, de acordo com sua lei, corpos simples e complexos e vários compostos de elementos dependem de sua dependência periódica e do peso de seu átomo.

A lei periódica é única no seu género e isto deve-se ao facto de não ser expressa por equações matemáticas, ao contrário de outras leis fundamentais da natureza e do universo. Graficamente, encontra sua expressão na tabela periódica dos elementos químicos.

História da descoberta

A descoberta da lei periódica ocorreu em 1869, mas as tentativas de sistematizar todos os x-ésimos elementos conhecidos começaram muito antes disso.

A primeira tentativa de criar tal sistema foi feita por I. V. Debereiner em 1829. Ele classificou todos os elementos químicos que conhecia em tríades, relacionadas entre si pela proximidade de metade da soma das massas atômicas incluídas neste grupo de três componentes . Seguindo Debereiner, foi feita uma tentativa de criar uma tabela única de classificação de elementos por A. de Chancourtois, ele chamou seu sistema de “espiral terrestre”, e depois dele a oitava de Newlands foi compilada por John Newlands. Em 1864, quase simultaneamente, William Olding e Lothar Meyer publicaram tabelas criadas independentemente um do outro.

A lei periódica foi apresentada à comunidade científica para revisão em 8 de março de 1869, e isso aconteceu durante uma reunião da Sociedade Russa. Dmitry Ivanovich Mendeleev anunciou sua descoberta na frente de todos, e no mesmo ano foi publicado o livro “Fundamentos da Química” de Mendeleev, onde a tabela periódica criada por ele foi mostrada pela primeira vez. Um ano depois, em 1870, ele escreveu um artigo e o submeteu à Sociedade Química Russa, onde o conceito de lei periódica foi usado pela primeira vez. Em 1871, Mendeleev deu uma descrição abrangente do seu conceito em seu famoso artigo sobre a lei periódica dos elementos químicos.

Contribuição inestimável para o desenvolvimento da química

A importância da lei periódica é incrivelmente grande para a comunidade científica de todo o mundo. Isto se deve ao fato de que sua descoberta deu um impulso poderoso ao desenvolvimento da química e de outras ciências naturais, por exemplo, física e biologia. A relação entre os elementos e suas características químicas e físicas qualitativas foi aberta; isso também permitiu compreender a essência da construção de todos os elementos segundo um mesmo princípio e deu origem à formulação moderna de conceitos sobre elementos químicos, para concretizar o conhecimento de substâncias de estrutura complexa e simples.

A utilização da lei periódica permitiu resolver o problema da previsão química e determinar a razão do comportamento dos elementos químicos conhecidos. A física atômica, incluindo a energia nuclear, tornou-se possível como resultado desta mesma lei. Por sua vez, essas ciências permitiram ampliar os horizontes da essência desta lei e aprofundar sua compreensão.

Propriedades químicas dos elementos da tabela periódica

Em essência, os elementos químicos estão interligados pelas características que lhes são inerentes no estado de átomo ou íon livre, solvatado ou hidratado, em uma substância simples e na forma que seus numerosos compostos podem formar. No entanto, essas propriedades geralmente consistem em dois fenômenos: propriedades características de um átomo em estado livre e de uma substância simples. Existem muitos tipos de propriedades deste tipo, mas as mais importantes são:

1. Ionização atômica e sua energia, dependendo da posição do elemento na tabela, seu número ordinal.
2. A afinidade energética de um átomo e de um elétron, que, assim como a ionização atômica, depende da localização do elemento na tabela periódica.
3. Eletronegatividade de um átomo, que não tem valor constante, mas pode mudar dependendo de vários fatores.
4. Raios de átomos e íons - aqui, via de regra, são utilizados dados empíricos, que estão associados à natureza ondulatória dos elétrons em estado de movimento.
5. Atomização de substâncias simples - uma descrição das capacidades de reatividade de um elemento.
6. Os estados de oxidação são uma característica formal, mas aparecem como uma das características mais importantes de um elemento.
7. O potencial de oxidação para substâncias simples é uma medida e indicação do potencial de uma substância atuar em soluções aquosas, bem como do nível de manifestação das propriedades redox.

Periodicidade de elementos do tipo interno e secundário

A lei periódica dá uma compreensão de outro componente importante da natureza - a periodicidade interna e secundária. As áreas de estudo das propriedades atômicas mencionadas acima são, na verdade, muito mais complexas do que se imagina. Isso se deve ao fato dos elementos s, p, d da tabela alterarem suas características qualitativas dependendo de sua posição no período (periodicidade interna) e grupo (periodicidade secundária). Por exemplo, o processo interno de transição do elemento s do primeiro grupo para o oitavo para o elemento p é acompanhado por pontos mínimos e máximos na curva da linha de energia do átomo ionizado. Este fenômeno mostra a instabilidade interna da periodicidade das mudanças nas propriedades de um átomo de acordo com sua posição no período.

Resultados

Agora o leitor tem uma compreensão e definição claras do que é a lei periódica de Mendeleev, percebe seu significado para o homem e o desenvolvimento de várias ciências e tem uma ideia de suas disposições modernas e da história de sua descoberta.

Lei periódica de D. I. Mendeleev.

As propriedades dos elementos químicos e, portanto, as propriedades dos corpos simples e complexos que eles formam, dependem periodicamente da magnitude do peso atômico.

Significado físico da lei periódica.

O significado físico da lei periódica reside na mudança periódica nas propriedades dos elementos, como resultado da repetição periódica das e-ésimas camadas de átomos, com um aumento consistente em n.

Formulação moderna do PZ de D. I. Mendeleev.

As propriedades dos elementos químicos, bem como as propriedades das substâncias simples ou complexas por eles formadas, dependem periodicamente da magnitude da carga dos núcleos de seus átomos.

Tabela Periódica dos Elementos.

O sistema periódico é um sistema de classificações de elementos químicos criado com base na lei periódica. A tabela periódica estabelece relações entre os elementos químicos refletindo suas semelhanças e diferenças.

Tabela periódica (existem dois tipos: curta e longa) de elementos.

A tabela periódica de elementos é uma representação gráfica do sistema periódico de elementos, composta por 7 períodos e 8 grupos.

Pergunta 10

Sistema periódico e estrutura das camadas eletrônicas dos átomos dos elementos.

Mais tarde descobriu-se que não apenas o número de série de um elemento tem um significado físico profundo, mas também outros conceitos discutidos anteriormente também adquiriram gradualmente um significado físico. Por exemplo, o número do grupo, que indica a maior valência de um elemento, revela assim o número máximo de elétrons em um átomo de um determinado elemento que pode participar na formação de uma ligação química.

O número do período, por sua vez, acabou por estar relacionado ao número de níveis de energia presentes na camada eletrônica de um átomo de um elemento de um determinado período.

Assim, por exemplo, as “coordenadas” do estanho Sn (número de série 50, período 5, subgrupo principal do grupo IV) significam que existem 50 elétrons em um átomo de estanho, eles estão distribuídos em 5 níveis de energia, apenas 4 elétrons são de valência .

O significado físico de encontrar elementos em subgrupos de diversas categorias é extremamente importante. Acontece que para elementos localizados em subgrupos da categoria I, o próximo (último) elétron está localizado em subnível s nível externo. Esses elementos pertencem à família eletrônica. Para átomos de elementos localizados em subgrupos da categoria II, o próximo elétron está localizado em subnível p nível externo. Estes são elementos da família eletrônica “p”. Assim, o próximo 50º elétron nos átomos de estanho está localizado no subnível p do externo, ou seja, no 5º nível de energia.

Para átomos de elementos de subgrupos da categoria III, o próximo elétron está localizado em subnível d, mas já no nível externo, são elementos da família “d” eletrônica. Nos átomos de lantanídeos e actinídeos, o próximo elétron está localizado no subnível f, antes do nível externo. Estes são os elementos da família eletrônica "f".

Não é coincidência, portanto, que os números de subgrupos dessas 4 categorias mencionadas acima, ou seja, 2-6-10-14, coincidam com os números máximos de elétrons nos subníveis spdf.

Mas acontece que é possível resolver a questão da ordem de preenchimento da camada eletrônica e derivar a fórmula eletrônica para um átomo de qualquer elemento com base no sistema periódico, que indica com suficiente clareza o nível e subnível de cada elétron sucessivo. O sistema periódico também indica a colocação dos elementos um após o outro em períodos, grupos, subgrupos e a distribuição de seus elétrons entre níveis e subníveis, pois cada elemento possui o seu, caracterizando seu último elétron. Como exemplo, vejamos a compilação de uma fórmula eletrônica para um átomo do elemento zircônio (Zr). O sistema periódico fornece indicadores e “coordenadas” deste elemento: número de série 40, período 5, grupo IV, subgrupo secundário.Primeiras conclusões: a) são 40 elétrons ao todo, b) esses 40 elétrons estão distribuídos em cinco níveis de energia; c) dos 40 elétrons, apenas 4 são de valência, d) o próximo 40º elétron entrou no subnível d antes do externo, ou seja, o quarto nível de energia. Conclusões semelhantes podem ser tiradas sobre cada um dos 39 elementos anteriores ao zircônio, apenas os indicadores e as coordenadas serão diferentes a cada vez.