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TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOSé uma classificação dos elementos químicos de acordo com a lei periódica, que estabelece uma mudança periódica nas propriedades dos elementos químicos à medida que sua massa atômica aumenta, associada a um aumento na carga do núcleo de seus átomos; portanto, a carga do núcleo de um átomo coincide com o número ordinal do elemento no sistema periódico e é chamado atômico número elemento. O sistema periódico de elementos é elaborado na forma de uma tabela (tabela periódica de elementos), nas linhas horizontais das quais - períodos- há uma mudança gradual nas propriedades dos elementos e na transição de um período para outro - uma repetição periódica de propriedades comuns; colunas verticais - grupos- combinar elementos com propriedades semelhantes. O sistema periódico permite, sem estudos especiais, aprender sobre as propriedades de um elemento apenas com base nas propriedades conhecidas de elementos vizinhos em um grupo ou período. Propriedades físicas e químicas (estado agregado, dureza, cor, valência, ionização, estabilidade, metalicidade ou não metalicidade, etc.) podem ser previstas para um elemento com base na tabela periódica.
No final do século XVIII e início do século XIX. químicos tentaram criar classificações de elementos químicos de acordo com suas propriedades físicas e químicas, em particular, com base no estado agregado do elemento, gravidade específica (densidade), condutividade elétrica, metalicidade - não metalicidade, basicidade - acidez, etc.
Classificações por "peso atômico"
(ou seja, por massa atômica relativa).
A hipótese de Prout.
| Tabela 1. TABELA PERIÓDICA DE ELEMENTOS PUBLICADA POR MENDELEEV EM 1869 (primeira versão) |
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| Ti = 50 | Zr = 90 | ? = 180 | |||
| V=51 | Nb = 94 | Ta = 182 | |||
| cr=52 | Mo = 96 | W=186 | |||
| Mn = 55 | Rh = 104,4 | Ponto = 197,4 | |||
| Fe = 56 | Ru = 104,4 | Ir = 198 | |||
| N = | Co = 59 | Pd = 106,6 | Os = 199 | ||
| H=1 | Cu = 63,4 | Ag = 108 | Hg = 200 | ||
| Ser = 9,4 | Mg = 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 | Como = 75 | Sb = 122 | Bi = 210? | |
| O=16 | S=32 | Se = 79,4 | Te = 128? | ||
| F=19 | Cl = 35,5 | Br = 80 | I=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 | L = 94 | ||||
| ?Yt = 60 | Di = 95 | ||||
| ?In = 75,6 | th = 118 | ||||
| Tabela 2. TABELA DE MENDELEEV MODIFICADA | |||||||||||||||||||||||||
| Grupo | EU | II | III | 4 | V | VI | VII | VIII | 0 | ||||||||||||||||
| Fórmula de óxido ou hidreto Subgrupo |
R2O | RO | R2O3 | RH4 RO 2 |
RH 3 R2O5 |
RH 2 RO 3 |
RH R2O7 |
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| Período 1 | 1 H Hidrogênio 1,0079 |
2 Ele Hélio 4,0026 |
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| Período 2 | 3 Li Lítio 6,941 |
4 Ser Berílio 9,0122 |
5 B Bor 10,81 |
6 C Carbono 12,011 |
7 N Azoto 14,0067 |
8 O Oxigênio 15,9994 |
9 F Flúor 18,9984 |
10 Não Néon 20,179 |
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| Período 3 | 11 N / D Sódio 22,9898 |
12 mg Magnésio 24,305 |
13 Al Alumínio 26,9815 |
14 Si Silício 28,0855 |
15 P Fósforo 30,9738 |
16 S Enxofre 32,06 |
17 Cl Cloro 35,453 |
18 Ar Argônio 39,948 |
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| Período 4 | 19 K Potássio 39,0983 29 Cu Cobre 63,546 |
20 Ca Cálcio 40,08 30 Zn Zinco 65,39 |
21 sc Escândio 44,9559 31 Ga Gálio 69,72 |
22 Ti Titânio 47,88 32 Ge Germânio 72,59 |
23 V Vanádio 50,9415 33 Como Arsênico 74,9216 |
24 Cr Cromo 51,996 34 Se Selênio 78,96 |
25 Mn Manganês 54,9380 35 Br Bromo 79,904 |
26 Fe Ferro 55,847 |
27 co Cobalto 58,9332 |
28 Ni Níquel 58,69 |
36 |
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| Período 5 | 37 Rb Rubídio 85,4678 47 Ag Prata 107,868 |
38 Sr Estrôncio 87,62 48 CD Cádmio 112,41 |
39 S Ítrio 88,9059 49 Dentro índio 114,82 |
40 Zr Zircônio 91,22 50 sn Lata 118,69 |
41 Nb Nióbio 92,9064 51 Sb Antimônio 121,75 |
42 Mo Molibdênio 95,94 52 Te Telúrio 127,60 |
43 Tc Tecnécio 53 EU iodo 126,9044 |
44 Ru Rutênio 101,07 |
45 Rh Ródio 102,9055 |
46 Pd Paládio 106,4 |
54 |
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| Período 6 | 55 C Césio 132,9054 79 Au Ouro 196,9665 |
56 BA Bário 137,33 80 hg Mercúrio 200,59 |
57* Lá Lantânio 138,9055 81 Tl Tálio 204,38 |
72 hf Háfnio 178,49 82 Pb Conduzir 207,21 |
73 Ta Tântalo 180,9479 83 Bi Bismuto 208,9804 |
74 C Tungstênio 183,85 84 Po Polônio |
75 Ré Rênio 186,207 85 No Astatine |
76 OS Ósmio 190,2 |
77 Ir Irídio 192,2 |
78 PT Platina 195,08 |
86 |
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| Período 7 | 87 Fr França |
88 Rá Rádio 226,0254 |
89** CA Actínio 227,028 |
104 | 105 | 106 | 107 | 108 | 109 | ||||||||||||||||
| * | 58 Ce 140,12 |
59 Pr 140,9077 |
60 Nd 144,24 |
61 PM |
62 sm 150,36 |
63 Eu 151,96 |
64 D'us 157,25 |
65 Tb 158,9254 |
66 Dy 162,50 |
67 Ho 164,9304 |
68 É 167,26 |
69 Tm 168,9342 |
70 Yb 173,04 |
71 Lu 174,967 |
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| ** | 90 º 232,0381 |
91 Pai 231,0359 |
92 você 238,0289 |
93 Np 237,0482 |
94 Pu |
95 Sou |
96 cm |
97 bk |
98 cf |
99 Es |
100 fm |
101 médico |
102 não |
103 lr |
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| * Lantanídeos: cério, praseodímio, neodímio, promécio, samário, európio, gadolínio, térbio, disprósio, hólmio, érbio, túlio, itérbio, lutécio. ** Actinídeos: tório, protactínio, urânio, neptúnio, plutônio, amerício, cúrio, berquélio, califórnio, einstênio, férmio, mendelévio, nobélio, laurêncio. Observação. O número atômico é indicado acima do símbolo do elemento, a massa atômica é indicada abaixo do símbolo do elemento. O valor entre parênteses é o número de massa do isótopo de vida mais longa. |
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Períodos.
Nesta tabela, Mendeleev organizou os elementos em linhas horizontais - pontos. A tabela começa com um período muito curto contendo apenas hidrogênio e hélio. Os próximos dois períodos curtos contêm 8 elementos cada. Depois, há quatro longos períodos. Todos os períodos, exceto o primeiro, começam com um metal alcalino (Li, Na, K, Rb, Cs) e todos os períodos terminam com um gás nobre. No 6º período há uma série de 14 elementos - lantanídeos, que formalmente não têm lugar na mesa e geralmente são colocados sob a mesa. Outra série semelhante - actinídeos - está no 7º período. Esta série inclui elementos produzidos em laboratório, como bombardeio de urânio com partículas subatômicas, e também é colocado abaixo dos lantanídeos abaixo da mesa.
Grupos e subgrupos.
Quando os períodos estão dispostos um abaixo do outro, os elementos são dispostos em colunas, formando grupos numerados 0, I, II, ..., VIII. Espera-se que os elementos dentro de cada grupo exibam propriedades químicas gerais semelhantes. Uma similaridade ainda maior é observada para os elementos dos subgrupos (A e B), que são formados por elementos de todos os grupos, exceto 0 e VIII. O subgrupo A é chamado de subgrupo principal e o B é chamado de subgrupo secundário. Algumas famílias possuem nomes, como metais alcalinos (Grupo IA), metais alcalino-terrosos (Grupo IIA), halogênios (Grupo VIIA) e gases nobres (Grupo 0). O grupo VIII contém os metais de transição Fe, Co e Ni; Ru, Rh e Pd; Os, Ir e Pt. Estando no meio de longos períodos, esses elementos são mais semelhantes entre si do que com os elementos anteriores e posteriores a eles. Em vários casos, a ordem de aumento dos pesos atômicos (mais precisamente, massas atômicas) é violada, por exemplo, em pares de telúrio e iodo, argônio e potássio. Essa "violação" é necessária para manter a semelhança dos elementos nos subgrupos.
Metais, não metais.
A diagonal do hidrogênio ao radônio divide aproximadamente todos os elementos em metais e não metais, enquanto os não metais estão acima da diagonal. (Os não metais incluem 22 elementos - H, B, C, Si, N, P, As, O, S, Se, Te, halogênios e gases inertes, metais - todos os outros elementos). propriedades de metais e não metais (metalóides são um nome obsoleto para tais elementos). Ao considerar as propriedades por subgrupos de cima para baixo, observa-se um aumento nas propriedades metálicas e um enfraquecimento das propriedades não metálicas.
Valência.
A definição mais geral da valência de um elemento é a capacidade de seus átomos se combinarem com outros átomos em certas proporções. Às vezes, a valência de um elemento é substituída pelo conceito do estado de oxidação (s.o.) próximo a ele. O estado de oxidação corresponde à carga que um átomo adquiriria se todos os pares de elétrons de suas ligações químicas fossem deslocados para átomos mais eletronegativos. Em qualquer período, da esquerda para a direita, há um aumento no estado de oxidação positivo dos elementos. Elementos do grupo I têm s.d. igual a +1 e a fórmula de óxido R 2 O, elementos do grupo II - respectivamente +2 e RO, etc. Elementos com s.d. negativo estão nos grupos V, VI e VII; acredita-se que o carbono e o silício, que estão no grupo IV, não apresentam um estado de oxidação negativo. Os halogênios com um estado de oxidação de -1 formam compostos com hidrogênio de composição RH. Em geral, o estado de oxidação positivo dos elementos corresponde ao número do grupo, e o negativo é igual à diferença de oito menos o número do grupo. A partir da tabela é impossível determinar a presença ou ausência de outros estados de oxidação.
O significado físico do número atômico.
Uma verdadeira compreensão da tabela periódica só é possível com base nas idéias modernas sobre a estrutura do átomo. O número de um elemento na tabela periódica - seu número atômico - é muito mais importante do que seu peso atômico (ou seja, massa atômica relativa) para entender as propriedades químicas.
A estrutura do átomo.
Em 1913, N. Bohr usou o modelo nuclear da estrutura do átomo para explicar o espectro do átomo de hidrogênio, o átomo mais leve e, portanto, o mais simples. Bohr sugeriu que o átomo de hidrogênio consiste em um próton, que compõe o núcleo do átomo, e um elétron, que gira em torno do núcleo.
Definição do conceito de número atômico.
Em 1913, A. van den Broek sugeriu que o número atômico de um elemento - seu número atômico - deveria ser identificado com o número de elétrons que giram em torno do núcleo de um átomo neutro e com a carga positiva do núcleo atômico em unidades de carga do elétron. No entanto, foi necessário confirmar experimentalmente a identidade da carga do átomo e do número atômico. Bohr postulou ainda que a emissão característica de raios X de um elemento deveria seguir a mesma lei que o espectro do hidrogênio. Assim, se o número atômico Z for identificado com a carga do núcleo em unidades de carga eletrônica, então as frequências (comprimentos de onda) das linhas correspondentes nos espectros de raios X de vários elementos devem ser proporcionais a Z 2 , o quadrado de o número atômico do elemento.
Em 1913-1914, G. Moseley, estudando a radiação de raios X característica de átomos de vários elementos, recebeu uma confirmação brilhante da hipótese de Bohr. O trabalho de Moseley confirmou assim a suposição de van den Broek de que o número atômico de um elemento é idêntico à carga de seu núcleo; o número atômico, não a massa atômica, é a verdadeira base para determinar as propriedades químicas de um elemento.
Periodicidade e estrutura atômica.
A teoria quântica de Bohr da estrutura do átomo desenvolveu-se ao longo das duas décadas após 1913. O "número quântico" proposto por Bohr tornou-se um dos quatro números quânticos necessários para caracterizar o estado de energia de um elétron. Em 1925, W. Pauli formulou seu famoso "princípio da proibição" (princípio de Pauli), segundo o qual não pode haver dois elétrons em um átomo, no qual todos os números quânticos seriam os mesmos. Quando esse princípio foi aplicado às configurações eletrônicas dos átomos, a tabela periódica adquiriu uma base física. Uma vez que o número atômico Z, ou seja, Se a carga positiva do núcleo de um átomo aumenta, então o número de elétrons também deve aumentar para manter a eletroneutralidade do átomo. Esses elétrons determinam o "comportamento" químico do átomo. De acordo com o princípio de Pauli, à medida que o valor do número quântico aumenta, os elétrons preenchem as camadas eletrônicas (camadas) começando pelas mais próximas do núcleo. A camada completa, que é preenchida com todos os elétrons de acordo com o princípio de Pauli, é a mais estável. Portanto, gases nobres como o hélio e o argônio, que possuem estruturas eletrônicas totalmente completas, são resistentes a qualquer ataque químico.
Configurações eletrônicas.
A tabela a seguir lista os números possíveis de elétrons para vários estados de energia. Número quântico principal n= 1, 2, 3,... caracteriza o nível de energia dos elétrons (o 1º nível está localizado mais próximo do núcleo). Número quântico orbital eu = 0, 1, 2,..., n– 1 caracteriza o momento angular orbital. O número quântico orbital é sempre menor que o número quântico principal e seu valor máximo é igual ao número quântico principal menos 1. Cada valor eu corresponde a um certo tipo de orbital - s, p, d, f... (esta designação vem da nomenclatura espectroscópica do século XVIII, quando várias séries de linhas espectrais observadas eram chamadas s harpa, p rincipal, d difuso e f fundamental).
| Tabela 3. NÚMERO DE ELÉTRONS EM VÁRIOS ESTADOS DE ENERGIA DO ÁTOMO | |||
| Número quântico principal | Número quântico orbital | O número de elétrons na camada | Designação do estado de energia (tipo orbital) |
| 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 |
Períodos curtos e longos.
A camada de elétrons totalmente completa mais baixa (orbital) é denotada 1 s e é realizado em hélio. Próximos níveis - 2 s e 2 p- correspondem à formação das camadas dos átomos dos elementos do 2º período e, com formação completa, para o neônio, contêm um total de 8 elétrons. À medida que os valores do número quântico principal aumentam, o estado de energia do número orbital mais baixo para o principal maior pode ser menor que o estado de energia do número quântico orbital mais alto correspondente ao principal menor. Então, estado de energia 3 d superior a 4 s, então os elementos do 3º período são construídos 3 s- e 3 p-orbitais, terminando com a formação de uma estrutura estável do gás nobre argônio. Em seguida vem o edifício sequencial 4 s-, 3d- e 4 p-orbitais para elementos do 4º período, até a conclusão da camada externa estável de elétrons de 18 elétrons para o criptônio. Isso leva ao aparecimento do primeiro período longo. Da mesma forma, o edifício 5 s-, 4d- e 5 p-orbitais de átomos dos elementos do 5º (ou seja, o segundo longo) período, terminando com a estrutura eletrônica do xenônio.
Lantanídeos e actinídeos.
Preenchimento sequencial com elétrons 6 s-, 4f-, 5d- e 6 p-orbitais dos elementos do 6º (ou seja, o terceiro longo) período leva ao aparecimento de novos 32 elétrons, que formam a estrutura do último elemento desse período - o radônio. Começando com o 57º elemento, o lantânio, 14 elementos estão dispostos sequencialmente, diferindo pouco nas propriedades químicas. Eles formam uma série de lantanídeos, ou elementos de terras raras, em que 4 f-camada contendo 14 elétrons.
A série de actinídeos, localizada atrás do actínio (número atômico 89), caracteriza-se pela formação de 5 f- cartuchos; também inclui 14 elementos que são muito semelhantes em propriedades químicas. O elemento de número atômico 104 (rutherfordium), que segue o último dos actinídeos, já difere nas propriedades químicas: é um análogo do háfnio. Os seguintes nomes são aceitos para os elementos após o rutherfordium: 105 - dubnium (Db), 106 - seaborgium (Sg), 107 - bohrium (Bh), 108 - hassium (Hs), 109 - meitnerium (Mt).
Aplicação da tabela periódica.
O conhecimento da tabela periódica permite ao químico prever com certo grau de precisão as propriedades de qualquer elemento antes de começar a trabalhar com ele. Os metalúrgicos, por exemplo, consideram a tabela periódica útil para a criação de novas ligas, pois, usando a tabela periódica, um dos metais da liga pode ser substituído selecionando um substituto para ele entre seus vizinhos na tabela para que, com um certo grau de probabilidade, não haverá mudança significativa nas propriedades formadas a partir deles.
1. Especifique o nome do elemento, sua designação. Determine o número de série do elemento, número do período, grupo, subgrupo. Indique o significado físico dos parâmetros do sistema - número de série, número do período, número do grupo. Justifique a posição no subgrupo.
2. Indique o número de elétrons, prótons e nêutrons em um átomo de um elemento, carga nuclear, número de massa.
3. Faça uma fórmula eletrônica completa do elemento, determine a família eletrônica, atribua uma substância simples à classe de metais ou não metais.
4. Desenhe graficamente a estrutura eletrônica do elemento (ou os dois últimos níveis).
5. Descreva graficamente todos os estados de valência possíveis.
6. Especifique o número e o tipo de elétrons de valência.
7. Liste todas as valências e estados de oxidação possíveis.
8. Escreva as fórmulas de óxidos e hidróxidos para todos os estados de valência. Indique sua natureza química (confirme a resposta com as equações das reações correspondentes).
9. Dê a fórmula de um composto de hidrogênio.
10. Nomeie o escopo deste elemento
Decisão. O escândio corresponde ao elemento com o número atômico 21 no PSE.
1. O elemento está no período IV. O número do período significa o número de níveis de energia no átomo deste elemento, ele tem 4. O escândio está localizado no 3º grupo - no nível externo do 3º elétron; no grupo lateral. Portanto, seus elétrons de valência estão nos subníveis 4s e 3d. O número de série coincide numericamente com a carga do núcleo de um átomo.
2. A carga do núcleo do átomo de escândio é +21.
O número de prótons e elétrons é 21 cada.
O número de nêutrons A–Z = 45 – 21 = 24.
A composição total do átomo: ( 
).
3. Fórmula eletrônica completa de escândio:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 .
Família de elétrons: elemento d, como no processo de enchimento
orbitais d. A estrutura eletrônica do átomo termina com elétrons s, então o escândio exibe propriedades metálicas; substância simples - metal.
4. A configuração gráfica eletrônica se parece com:
5. Possíveis estados de valência devido ao número de elétrons desemparelhados:
- em estado básico:
– no escândio em estado excitado, um elétron do orbital 4s passará para um orbital 4p livre, um elétron d desemparelhado aumenta as capacidades de valência do escândio.
Sc tem três elétrons de valência no estado excitado.
6. As valências possíveis neste caso são determinadas pelo número de elétrons desemparelhados: 1, 2, 3 (ou I, II, III). Possíveis estados de oxidação (refletindo o número de elétrons deslocados) +1, +2, +3 (já que o escândio é um metal).
7. A valência mais característica e estável III, estado de oxidação +3. A presença de apenas um elétron no estado d é responsável pela baixa estabilidade da configuração 3d 1 4s 2.
O escândio e seus análogos, ao contrário de outros elementos d, exibem um estado de oxidação constante de +3, este é o estado de oxidação mais alto e corresponde ao número do grupo.
8. Fórmulas de óxidos e sua natureza química:
forma de óxido superior - (anfotérico);
fórmulas de hidróxido: – anfotérico.
Equações de reação que confirmam a natureza anfotérica de óxidos e hidróxidos:
(escandato de lítio),
(cloreto de escândio),
( hexahidroxoscandiato de potássio (III) ),
(sulfato de escândio).
9. Não forma compostos com o hidrogênio, pois está no subgrupo lateral e é um elemento d.
10. Os compostos de escândio são usados na tecnologia de semicondutores.
Exemplo 2 Qual dos dois elementos, manganês ou bromo, tem propriedades metálicas mais pronunciadas?
Decisão. Esses elementos estão no quarto período. Nós anotamos suas fórmulas eletrônicas:
O manganês é um elemento d, ou seja, um elemento de um subgrupo lateral, e o bromo é
elemento p do subgrupo principal do mesmo grupo. No nível eletrônico externo, o átomo de manganês tem apenas dois elétrons, enquanto o átomo de bromo tem sete. O raio do átomo de manganês é menor que o raio do átomo de bromo com o mesmo número de camadas eletrônicas.
Um padrão comum para todos os grupos contendo elementos p e d é a predominância de propriedades metálicas em elementos d.
Assim, as propriedades metálicas do manganês são mais pronunciadas do que as do bromo.
Tendo estudado as propriedades dos elementos dispostos em ordem crescente de suas massas atômicas, o grande cientista russo D.I. Mendeleev em 1869 derivou a lei da periodicidade:
as propriedades dos elementos e, portanto, as propriedades dos corpos simples e complexos formados por eles, estão em uma dependência periódica da magnitude dos pesos atômicos dos elementos.
formulação moderna da lei periódica de Mendeleev:
As propriedades dos elementos químicos, bem como as formas e propriedades dos compostos dos elementos, dependem periodicamente da carga de seus núcleos.
O número de prótons no núcleo determina o valor da carga positiva do núcleo e, consequentemente, o número de série Z do elemento no sistema periódico. O número total de prótons e nêutrons é chamado número de massa A,é aproximadamente igual à massa do núcleo. Então o número de nêutrons (N) no kernel pode ser encontrado pela fórmula:
N = A - Z.
Configuração eletronica- a fórmula para o arranjo de elétrons em várias camadas eletrônicas de um elemento químico átomo
Ou moléculas.
17. Números quânticos e ordem de preenchimento dos níveis de energia e orbitais nos átomos. Regras de Klechkovsky
A ordem de distribuição dos elétrons sobre os níveis e subníveis de energia na camada de um átomo é chamada de configuração eletrônica. O estado de cada elétron em um átomo é determinado por quatro números quânticos:
1. Número quântico principal n caracteriza em grande medida a energia de um elétron em um átomo. n = 1, 2, 3….. O elétron tem a energia mais baixa em n = 1, enquanto está mais próximo do núcleo atômico.
2. Número quântico orbital (lado, azimutal) l determina a forma da nuvem de elétrons e, em pequena medida, sua energia. Para cada valor do número quântico principal n, o número quântico orbital pode ter zero e um número de valores inteiros: l = 0…(n-1)
Os estados de um elétron caracterizados por diferentes valores de l são geralmente chamados de subníveis de energia de um elétron em um átomo. Cada subnível é designado por uma determinada letra, corresponde a uma certa forma da nuvem eletrônica (orbital).
3. Número quântico magnético m l determina as possíveis orientações da nuvem de elétrons no espaço. O número de tais orientações é determinado pelo número de valores que o número quântico magnético pode assumir:
m l = -l, …0,…+l
O número de tais valores para um l específico: 2l+1
Respectivamente: para elétrons s: 2·0 +1=1 (um orbital esférico pode ser orientado apenas de uma maneira);
4. Spin número quântico m s o reflete a presença de um momento intrínseco do elétron.
O número quântico de spin só pode ter dois valores: m s = +1/2 ou –1/2
Distribuição de elétrons em átomos multieletrônicos ocorre de acordo com três princípios:
Princípio de Pauli
Um átomo não pode ter elétrons que tenham o mesmo conjunto de todos os quatro números quânticos.
2. Regra de Hund(regra do bonde)
No estado mais estável do átomo, os elétrons estão localizados dentro do subnível eletrônico, de modo que seu spin total é máximo. Semelhante ao procedimento para preencher assentos duplos em um bonde vazio que se aproxima da parada - primeiro, pessoas que não se conhecem sentam em assentos duplos (e elétrons em orbitais) um a um, e somente quando os assentos duplos vazios se esgotam dois.
O princípio da energia mínima (Regras de V.M. Klechkovsky, 1954)
1) Com o aumento da carga do núcleo de um átomo, o preenchimento sucessivo de orbitais de elétrons ocorre de orbitais com valor menor da soma dos números principais e quintos do orbital (n + l) para orbitais com valor maior de esta soma.
2) Para os mesmos valores da soma (n + l), o preenchimento dos orbitais ocorre sequencialmente no sentido de aumentar o valor do número quântico principal.
18. Métodos de modelagem de ligações químicas: o método das ligações de valência e o método dos orbitais moleculares.
Método de ligação de valência
O mais simples é o método das ligações de valência (BC), proposto em 1916 pelo físico-químico americano Lewis.
O método das ligações de valência considera uma ligação química como resultado da atração dos núcleos de dois átomos por um ou mais pares de elétrons comuns a eles. Essa ligação de dois elétrons e dois centros, localizada entre dois átomos, é chamada de covalente.
Em princípio, são possíveis dois mecanismos para a formação de uma ligação covalente:
1. Emparelhamento de elétrons de dois átomos na condição de orientação oposta de seus spins;
2. Interação doador-aceptor, na qual um par de elétrons pronto de um dos átomos (doador) torna-se comum na presença de um orbital livre energeticamente favorável de outro átomo (aceptor).
IV - VII - grandes períodos, Porque consistem em duas linhas (par e ímpar) de elementos.
Em linhas uniformes de grandes períodos são metais típicos. A série ímpar começa com um metal, então as propriedades metálicas enfraquecem e as propriedades não metálicas aumentam, o período termina com um gás inerte.
Grupoé uma linha vertical de chem. elementos combinados por chem. propriedades.
Grupo
subgrupo principal subgrupo secundário
O subgrupo principal inclui O subgrupo secundário inclui
elementos de pequenos e grandes elementos de apenas grandes períodos.
períodos.
H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr Cu, Ag, Au
pequeno grande grande
Para elementos combinados no mesmo grupo, os seguintes padrões são característicos:
1. Maior valência de elementos em compostos com oxigênio(com algumas exceções) corresponde ao número do grupo.
Elementos de subgrupos secundários também podem apresentar outra valência mais alta. Por exemplo, Cu - um elemento do grupo I do subgrupo lateral - forma o óxido Cu 2 O. No entanto, os mais comuns são compostos de cobre bivalente.
2. Nos principais subgrupos(careca) com o aumento das massas atômicas, as propriedades metálicas dos elementos aumentam e as não metálicas enfraquecem.
A estrutura do átomo.
Por muito tempo, a ciência foi dominada pela opinião de que os átomos são indivisíveis, ou seja, não contêm componentes mais simples.
No entanto, no final do século XIX, foram estabelecidos vários fatos que atestavam a composição complexa dos átomos e a possibilidade de suas transformações mútuas.
Os átomos são formações complexas construídas a partir de unidades estruturais menores.
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ē - elétron - fora do núcleo
Para a química, a estrutura da camada eletrônica do átomo é de grande interesse. Debaixo escudo do elétron compreender a totalidade de todos os elétrons em um átomo. O número de elétrons em um átomo é igual ao número de prótons, ou seja, o número atômico do elemento, uma vez que o átomo é eletricamente neutro.
A característica mais importante de um elétron é a energia de sua ligação com um átomo. Elétrons com valores de energia semelhantes formam um único camada eletrônica.
Cada química. elemento da tabela periódica foi numerado.
O número que cada elemento recebe é chamado número de série.
O significado físico do número de série:
1. Qual é o número de série do elemento, tal é a carga do núcleo do átomo.
2. O mesmo número de elétrons gira em torno do núcleo.
Z = p + Z - número do elemento
n 0 \u003d A - Z
n 0 \u003d A - p + A - massa atômica do elemento
n 0 \u003d A - ē
Por exemplo Li.
O significado físico do número do período.
Em que período está o elemento, quantas camadas de elétrons (camadas) ele terá.
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Não +2 | |
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Determinação do número máximo de elétrons em uma camada eletrônica.
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.
O significado físico da lei periódica.
O significado físico da lei periódica está na mudança periódica nas propriedades dos elementos, como resultado da repetição periódica de e-ésimas camadas de átomos, com um aumento sucessivo de n.
A formulação moderna do PZ de D.I. Mendeleev.
A propriedade dos elementos químicos, bem como a propriedade das substâncias simples ou complexas formadas por eles, está em uma dependência periódica da magnitude da carga dos núcleos de seus átomos.
Sistema periódico de elementos.
Sistema periódico - um sistema de classificações de elementos químicos, criado com base na lei periódica. Sistema periódico - estabelece relações entre os elementos químicos refletindo suas semelhanças e diferenças.
Tabela periódica (existem dois tipos: curto e longo) de elementos.
A Tabela Periódica dos Elementos é uma representação gráfica da Tabela Periódica dos 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 do elemento tem um significado físico profundo, mas também outros conceitos anteriormente considerados anteriormente também adquiriram gradualmente um significado físico. Por exemplo, o número do grupo, indicando a maior valência do elemento, revela o número máximo de elétrons de um átomo de um determinado elemento que pode participar da 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 no 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 várias 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 de categoria II, o próximo elétron está localizado em p-subnível nível externo. Estes são os elementos da família eletrônica “p” Assim, o próximo 50º elétron dos átomos de estanho está localizado no subnível p do nível de energia externo, ou seja, 5º.
Para átomos de elementos de subgrupos de categoria III, o próximo elétron está localizado em d-subnível, mas já antes do nível externo, esses são elementos da família eletrônica "d". Para 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 s-p-d-f.
Mas acontece que é possível resolver o problema da ordem de preenchimento da camada eletrônica e derivar uma fórmula eletrônica para um átomo de qualquer elemento e com base no sistema periódico, que indica claramente o nível e o subnível de cada sucessivo elétron. O sistema periódico também indica a colocação dos elementos um após o outro em períodos, grupos, subgrupos e a distribuição de seus elétrons por níveis e subníveis, pois cada elemento tem o seu próprio, caracterizando seu último elétron. Como exemplo, vamos analisar a compilação de uma fórmula eletrônica para o átomo do elemento zircônio (Zr). O sistema periódico fornece os indicadores e "coordenadas" deste elemento: número de série 40, período 5, grupo IV, subgrupo lateral. Primeiras conclusões: a) todos os 40 elétrons, b) esses 40 elétrons estão distribuídos em cinco níveis de energia; c) de 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 coordenadas ser diferente a cada vez.
