Conținutul articolului
TABEL PERIODIC AL ELEMENTELOR este o clasificare a elementelor chimice în conformitate cu legea periodică, care stabilește o modificare periodică a proprietăților elementelor chimice pe măsură ce masa lor atomică crește, asociată cu o creștere a sarcinii nucleului atomilor lor; prin urmare, sarcina nucleului unui atom coincide cu numărul ordinal al elementului din sistemul periodic și se numește atomic număr element. Sistemul periodic de elemente este întocmit sub forma unui tabel (tabel periodic al elementelor), în rândurile orizontale ale căror - perioade- are loc o schimbare treptată a proprietăților elementelor, iar în trecerea de la o perioadă la alta - o repetare periodică a proprietăților comune; coloane verticale - grupuri- combina elemente cu proprietăți similare. Sistemul periodic permite, fără studii speciale, să se învețe despre proprietățile unui element numai pe baza proprietăților cunoscute ale elementelor învecinate într-un grup sau perioadă. Proprietățile fizice și chimice (starea agregată, duritatea, culoarea, valența, ionizarea, stabilitatea, metalicitatea sau nemetalicitatea etc.) pot fi prezise pentru un element pe baza tabelului periodic.
La sfârşitul secolului al XVIII-lea şi începutul secolului al XIX-lea. chimiștii au încercat să creeze clasificări ale elementelor chimice în conformitate cu proprietățile lor fizice și chimice, în special, pe baza stării agregate a elementului, greutatea specifică (densitatea), conductivitatea electrică, metalicitatea - nemetalicitate, bazicitatea - aciditatea, etc.
Clasificări după „greutate atomică”
(adică prin masa atomică relativă).
Ipoteza lui Prout.
| Tabelul 1. TABEL PERIODIC AL ELEMENTELOR PUBLICAT DE MENDELEEV ÎN 1869 (prima versiune) |
|||||
| Ti = 50 | Zr = 90 | ? = 180 | |||
| V=51 | Nb = 94 | Ta = 182 | |||
| cr=52 | Mo = 96 | W=186 | |||
| Mn = 55 | Rh = 104,4 | Pt = 197,4 | |||
| Fe = 56 | Ru = 104,4 | Ir = 198 | |||
| Ni = | Co = 59 | Pd = 106,6 | Os = 199 | ||
| H=1 | Cu = 63,4 | Ag = 108 | Hg = 200 | ||
| Fi = 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 | As = 75 | Sb = 122 | Bi = 210? | |
| O=16 | S=32 | Se = 79,4 | Te = 128? | ||
| F=19 | CI = 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 | La = 94 | ||||
| ?Yt = 60 | Di = 95 | ||||
| ?In = 75,6 | th = 118 | ||||
| Tabelul 2. TABELUL LUI MENDELEEV MODIFICAT | |||||||||||||||||||||||||
| grup | eu | II | III | IV | V | VI | VII | VIII | 0 | ||||||||||||||||
| Formula de oxid sau hidrură Subgrup |
R2O | RO | R2O3 | RH4 RO 2 |
RH 3 R2O5 |
RH 2 RO 3 |
RH R2O7 |
||||||||||||||||||
| Perioada 1 | 1 H Hidrogen 1,0079 |
2 El Heliu 4,0026 |
|||||||||||||||||||||||
| Perioada 2 | 3 Li Litiu 6,941 |
4 Fi Beriliu 9,0122 |
5 B Bor 10,81 |
6 C Carbon 12,011 |
7 N Azot 14,0067 |
8 O Oxigen 15,9994 |
9 F Fluor 18,9984 |
10 Ne Neon 20,179 |
|||||||||||||||||
| Perioada 3 | 11 N / A Sodiu 22,9898 |
12 mg Magneziu 24,305 |
13 Al Aluminiu 26,9815 |
14 Si Siliciu 28,0855 |
15 P Fosfor 30,9738 |
16 S Sulf 32,06 |
17 Cl Clor 35,453 |
18 Ar argon 39,948 |
|||||||||||||||||
| Perioada 4 | 19 K Potasiu 39,0983 29 Cu Cupru 63,546 |
20 Ca Calciu 40,08 30 Zn Zinc 65,39 |
21 sc Scandiul 44,9559 31 Ga Galiu 69,72 |
22 Ti Titan 47,88 32 GE germaniu 72,59 |
23 V Vanadiu 50,9415 33 La fel de Arsenic 74,9216 |
24 Cr Crom 51,996 34 Se Seleniu 78,96 |
25 Mn Mangan 54,9380 35 Br Brom 79,904 |
26 Fe Fier 55,847 |
27 co Cobalt 58,9332 |
28 Ni Nichel 58,69 |
36 |
||||||||||||||
| Perioada 5 | 37 Rb Rubidiu 85,4678 47 Ag Argint 107,868 |
38 Sr Stronţiu 87,62 48 CD Cadmiu 112,41 |
39 Y ytriu 88,9059 49 În Indiu 114,82 |
40 Zr zirconiu 91,22 50 sn Staniu 118,69 |
41 Nb Niobiu 92,9064 51 Sb Antimoniu 121,75 |
42 lu Molibden 95,94 52 Te Telurul 127,60 |
43 Tc Tehnețiu 53 eu iod 126,9044 |
44 Ru Ruteniu 101,07 |
45 Rh Rodiu 102,9055 |
46 Pd Paladiu 106,4 |
54 |
||||||||||||||
| Perioada 6 | 55 Cs cesiu 132,9054 79 Au Aur 196,9665 |
56 Ba Bariu 137,33 80 hg Mercur 200,59 |
57* La Lantan 138,9055 81 Tl Taliu 204,38 |
72 hf hafniu 178,49 82 Pb Conduce 207,21 |
73 Ta Tantal 180,9479 83 Bi Bismut 208,9804 |
74 W Tungsten 183,85 84 Po Poloniu |
75 Re reniu 186,207 85 La Astatin |
76 Os Osmiu 190,2 |
77 Ir Iridiu 192,2 |
78 Pt Platină 195,08 |
86 |
||||||||||||||
| Perioada 7 | 87 pr Franţa |
88 Ra Radiu 226,0254 |
89** AC actiniu 227,028 |
104 | 105 | 106 | 107 | 108 | 109 | ||||||||||||||||
| * | 58 Ce 140,12 |
59 Relatii cu publicul 140,9077 |
60 Nd 144,24 |
61 P.m |
62 sm 150,36 |
63 Eu 151,96 |
64 Gd 157,25 |
65 Tb 158,9254 |
66 Dy 162,50 |
67 Ho 164,9304 |
68 Er 167,26 |
69 Tm 168,9342 |
70 Yb 173,04 |
71 lu 174,967 |
|||||||||||
| ** | 90 Th 232,0381 |
91 Pa 231,0359 |
92 U 238,0289 |
93 Np 237,0482 |
94 Pu |
95 A.m |
96 cm |
97 bk |
98 cf |
99 Es |
100 fm |
101 md |
102 Nu |
103 lr |
|||||||||||
| * Lantanide: ceriu, praseodim, neodim, prometiu, samariu, europiu, gadoliniu, terbiu, disproziu, holmiu, erbiu, tuliu, iterbiu, lutetiu. ** Actinide: toriu, protactiniu, uraniu, neptunium, plutoniu, americiu, curiu, berkeliu, californiu, einsteiniu, fermiu, mendeleviu, nobeliu, lawrencium. Notă. Numărul atomic este indicat deasupra simbolului elementului, masa atomică este indicată sub simbolul elementului. Valoarea dintre paranteze este numărul de masă al izotopului cu cea mai lungă viață. |
|||||||||||||||||||||||||
Perioadele.
În acest tabel, Mendeleev a aranjat elementele în rânduri orizontale - perioade. Tabelul începe cu o perioadă foarte scurtă care conține doar hidrogen și heliu. Următoarele două perioade scurte conțin fiecare câte 8 elemente. Apoi sunt patru perioade lungi. Toate perioadele, cu excepția primei, încep cu un metal alcalin (Li, Na, K, Rb, Cs) și toate perioadele se termină cu un gaz nobil. În a 6-a perioadă există o serie de 14 elemente - lantanide, care în mod formal nu are loc în masă și sunt de obicei plasate sub masă. O altă serie similară - actinide - se află în perioada a 7-a. Această serie include elemente produse în laborator, cum ar fi prin bombardarea uraniului cu particule subatomice și este, de asemenea, plasată sub lantanide sub tabel.
Grupuri și subgrupuri.
Când perioadele sunt dispuse una sub alta, elementele sunt aranjate în coloane, formând grupuri numerotate 0, I, II, ..., VIII. Elementele din fiecare grup sunt de așteptat să prezinte proprietăți chimice generale similare. Se observă o asemănare și mai mare pentru elementele din subgrupele (A și B), care sunt formate din elemente din toate grupurile, cu excepția 0 și VIII. Subgrupul A este numit subgrup principal, iar B este numit subgrup secundar. Unele familii au denumiri, cum ar fi metale alcaline (Grupa IA), metale alcalino-pământoase (Grupa IIA), halogeni (Grupa VIIA) și gaze nobile (Grupa 0). Grupa VIII conține metalele de tranziție Fe, Co și Ni; Ru, Rh și Pd; Os, Ir și Pt. Fiind în mijlocul unor perioade lungi, aceste elemente sunt mai asemănătoare între ele decât cu elementele de dinainte și de după ele. În mai multe cazuri, ordinea creșterii greutăților atomice (mai precis, masele atomice) este încălcată, de exemplu, în perechi de teluriu și iod, argon și potasiu. Această „încălcare” este necesară pentru a menține asemănarea elementelor în subgrupuri.
Metale, nemetale.
Diagonala de la hidrogen la radon împarte aproximativ toate elementele în metale și nemetale, în timp ce nemetalele sunt deasupra diagonalei. (Nemetalele includ 22 de elemente - H, B, C, Si, N, P, As, O, S, Se, Te, halogeni și gaze inerte, metale - toate celelalte elemente.) De-a lungul acestei linii sunt elemente care au unele proprietățile metalelor și nemetalelor (metaloizii sunt un nume învechit pentru astfel de elemente). Când se analizează proprietățile pe subgrupe de sus în jos, se observă o creștere a proprietăților metalice și o slăbire a proprietăților nemetalice.
Valenţă.
Cea mai generală definiție a valenței unui element este capacitatea atomilor săi de a se combina cu alți atomi în anumite rapoarte. Uneori, valența unui element este înlocuită cu conceptul de stare de oxidare (s.o.) apropiată acestuia. Starea de oxidare corespunde încărcăturii pe care un atom ar dobândi dacă toate perechile de electroni ale legăturilor sale chimice ar fi deplasate către atomi mai electronegativi. În orice perioadă, de la stânga la dreapta, există o creștere a stării de oxidare pozitivă a elementelor. Elementele grupei I au s.d. egală cu +1 și formula de oxid R2O, elementele grupului II - respectiv +2 și RO etc. Elementele cu s.d negativ. sunt în grupele V, VI și VII; se crede că carbonul și siliciul, care sunt în grupa IV, nu au o stare de oxidare negativă. Halogenii având o stare de oxidare de –1 formează compuși cu hidrogen de compoziție RH. În general, starea de oxidare pozitivă a elementelor corespunde numărului grupului, iar cea negativă este egală cu diferența de opt minus numărul grupului. Din tabel este imposibil să se determine prezența sau absența altor stări de oxidare.
Semnificația fizică a numărului atomic.
O înțelegere adevărată a tabelului periodic este posibilă numai pe baza ideilor moderne despre structura atomului. Numărul atomic al unui element din tabelul periodic este mult mai important decât greutatea sa atomică (adică masa atomică relativă) pentru înțelegerea proprietăților chimice.
Structura atomului.
În 1913, N. Bohr a folosit modelul nuclear al structurii atomului pentru a explica spectrul atomului de hidrogen, cel mai ușor și deci cel mai simplu atom. Bohr a sugerat că atomul de hidrogen este format dintr-un proton, care alcătuiește nucleul atomului, și un electron, care se învârte în jurul nucleului.
Definirea conceptului de număr atomic.
În 1913, A. van den Broek a sugerat că numărul atomic al unui element - numărul său atomic - ar trebui identificat cu numărul de electroni care se rotesc în jurul nucleului unui atom neutru și cu sarcina pozitivă a nucleului atomic în unități de sarcina electronilor. Cu toate acestea, a fost necesar să se confirme experimental identitatea sarcinii atomului și a numărului atomic. Bohr a mai postulat că emisia caracteristică de raze X a unui element ar trebui să urmeze aceeași lege ca și spectrul hidrogenului. Astfel, dacă numărul atomic Z este identificat cu sarcina nucleului în unități de sarcină electronică, atunci frecvențele (lungimile de undă) liniilor corespunzătoare din spectrele de raze X ale diferitelor elemente ar trebui să fie proporționale cu Z 2 , pătratul lui numărul atomic al elementului.
În 1913-1914, G. Moseley, studiind radiația caracteristică cu raze X a atomilor diferitelor elemente, a primit o confirmare strălucitoare a ipotezei lui Bohr. Lucrarea lui Moseley a confirmat astfel ipoteza lui van den Broek că numărul atomic al unui element este identic cu sarcina nucleului său; numărul atomic, nu masa atomică, este adevărata bază pentru determinarea proprietăților chimice ale unui element.
Periodicitatea și structura atomică.
Teoria cuantică a lui Bohr a structurii atomului s-a dezvoltat în cele două decenii de după 1913. „Numărul cuantic” propus de Bohr a devenit unul dintre cele patru numere cuantice necesare pentru a caracteriza starea energetică a unui electron. În 1925, W. Pauli a formulat faimosul său „principiu de prohibiție” (principiul Pauli), conform căruia nu pot exista doi electroni într-un atom, în care toate numerele cuantice ar fi aceleași. Când acest principiu a fost aplicat configurațiilor electronice ale atomilor, tabelul periodic a căpătat o bază fizică. Deoarece numărul atomic Z, adică Dacă sarcina pozitivă a nucleului unui atom crește, atunci și numărul de electroni trebuie să crească pentru a menține electroneutritatea atomului. Acești electroni determină „comportamentul” chimic al atomului. Conform principiului Pauli, pe măsură ce valoarea numărului cuantic crește, electronii umplu straturile de electroni (cochilii) începând de la cele mai apropiate de nucleu. Stratul completat, care este umplut cu toți electronii conform principiului Pauli, este cel mai stabil. Prin urmare, gazele nobile precum heliul și argonul, care au structuri electronice complet finalizate, sunt rezistente la orice atac chimic.
Configurații electronice.
Următorul tabel listează numărul posibil de electroni pentru diferite stări de energie. Numărul cuantic principal n= 1, 2, 3,... caracterizează nivelul energetic al electronilor (nivelul 1 este situat mai aproape de nucleu). Numărul cuantic orbital l = 0, 1, 2,..., n– 1 caracterizează momentul unghiular orbital. Numărul cuantic orbital este întotdeauna mai mic decât numărul cuantic principal, iar valoarea sa maximă este egală cu numărul cuantic principal minus 1. Fiecare valoare l corespunde unui anumit tip de orbital - s, p, d, f... (această denumire provine din nomenclatura spectroscopică a secolului al XVIII-lea, când se numeau diferite serii de linii spectrale observate s harpă, p principal, d difuză şi f nedamental).
| Tabelul 3. NUMĂRUL DE ELECTRONI ÎN DIVERSE STĂRI ENERGETICE ALE ATOMULUI | |||
| Numărul cuantic principal | Numărul cuantic orbital | Numărul de electroni de pe înveliș | Denumirea stării energetice (tip 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 |
Perioade scurte și lungi.
Cel mai jos înveliș de electroni complet completat (orbital) este notat cu 1 s si se realizeaza in heliu. Următoarele niveluri - 2 sși 2 p- corespund formării învelișurilor de atomi ale elementelor din perioada a 2-a și, cu formarea completă, pentru neon, conțin în total 8 electroni. Pe măsură ce crește valorile numărului cuantic principal, starea energetică a celui mai mic număr orbital pentru principalul mai mare poate fi mai mică decât starea energetică a celui mai mare număr cuantic orbital corespunzător celui mai mic principal. Deci, starea energetică 3 d mai mare de 4 s, deci elementele perioadei a 3-a sunt construite 3 s- și 3 p-orbitali, care se termină cu formarea unei structuri stabile a gazului nobil argon. Urmează clădirea secvenţială 4 s-, 3d- și 4 p-orbitali pentru elementele din perioada a 4-a, până la completarea învelișului electronist exterior stabil de 18 electroni pentru kripton. Aceasta duce la apariția primei perioade lungi. În mod similar, clădirea 5 s-, 4d- și 5 p-orbitalii atomilor elementelor perioadei a 5-a (adică a doua lungă), care se termină cu structura electronică a xenonului.
Lantanide și actinide.
Umplerea secvențială cu electroni 6 s-, 4f-, 5d- și 6 p-orbitalii elementelor perioadei a 6-a (adică a treia lungă) duce la apariția de noi 32 de electroni, care formează structura ultimului element din această perioadă - radonul. Începând cu cel de-al 57-lea element, lantanul, 14 elemente sunt aranjate secvenţial, diferă puţin în proprietăţi chimice. Ele formează o serie de lantanide sau elemente de pământuri rare, în care 4 f-coaja ce contine 14 electroni.
Seria de actinide, care se află în spatele actiniului (numărul atomic 89), se caracterizează prin formarea a 5 f- scoici; include, de asemenea, 14 elemente care sunt foarte asemănătoare ca proprietăți chimice. Elementul cu număr atomic 104 (rutherfordium), care urmează ultimei actinide, diferă deja prin proprietăți chimice: este un analog al hafniului. Următoarele denumiri sunt acceptate pentru elementele după rutherfordium: 105 - dubnium (Db), 106 - seaborgium (Sg), 107 - bohrium (Bh), 108 - hassium (Hs), 109 - meitnerium (Mt).
Aplicarea tabelului periodic.
Cunoașterea tabelului periodic permite chimistului să prezică cu un anumit grad de acuratețe proprietățile oricărui element înainte de a începe să lucreze cu el. Metalurgiștii, de exemplu, consideră tabelul periodic util pentru crearea de noi aliaje, deoarece, folosind tabelul periodic, unul dintre metalele aliajului poate fi înlocuit prin selectarea unui înlocuitor pentru acesta printre vecinii săi din tabel, astfel încât, cu o anumită grad de probabilitate, nu va exista nicio modificare semnificativă a proprietăților formate din ele.aliaj.
1. Specificați numele elementului, denumirea acestuia. Determinați numărul de serie al elementului, numărul perioadei, grupul, subgrupul. Indicați semnificația fizică a parametrilor sistemului - număr de serie, număr de perioadă, număr de grup. Justificați poziția în subgrup.
2. Indicați numărul de electroni, protoni și neutroni dintr-un atom al unui element, sarcina nucleară, numărul de masă.
3. Realizați o formulă electronică completă a elementului, determinați familia electronică, atribuiți o substanță simplă clasei de metale sau nemetale.
4. Desenați grafic structura electronică a elementului (sau ultimele două niveluri).
5. Înfățișați grafic toate stările de valență posibile.
6. Precizați numărul și tipul electronilor de valență.
7. Enumerați toate valențele și stările de oxidare posibile.
8. Scrieți formulele oxizilor și hidroxizilor pentru toate stările de valență. Indicați natura lor chimică (confirmați răspunsul cu ecuațiile reacțiilor corespunzătoare).
9. Dați formula unui compus hidrogen.
10. Numiți domeniul acestui element
Decizie. Scandiul corespunde elementului cu numărul atomic 21 din PSE.
1. Elementul se află în perioada IV. Numărul perioadei înseamnă numărul de niveluri de energie din atomul acestui element, are 4. Scandiul este situat în grupa a 3-a - la nivelul exterior al electronului 3; în grupul lateral. Prin urmare, electronii săi de valență se află în subnivelurile 4s și 3d. Numărul de serie coincide numeric cu sarcina nucleului unui atom.
2. Sarcina nucleului atomului de scandiu este +21.
Numărul de protoni și electroni este de 21 fiecare.
Numărul de neutroni A–Z = 45 – 21 = 24.
Compoziția totală a atomului: ( 
).
3. Formula electronică completă a scandiului:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 .
Familia de electroni: element d, ca în procesul de umplere
d-orbitali. Structura electronică a atomului se termină cu electroni s, astfel încât scandiul prezintă proprietăți metalice; substanță simplă - metal.
4. Configurația grafică electronică arată astfel:
5. Posibile stări de valență datorită numărului de electroni nepereche:
- in stare de baza:
– în scandiu într-o stare excitată, un electron din orbitalul 4s se va muta la un orbital 4p liber, un electron d nepereche mărește capacitățile de valență ale scandiului.
Sc are trei electroni de valență în stare excitată.
6. Valențele posibile în acest caz sunt determinate de numărul de electroni nepereche: 1, 2, 3 (sau I, II, III). Posibile stări de oxidare (care reflectă numărul de electroni deplasați) +1, +2, +3 (deoarece scandiul este un metal).
7. Cea mai caracteristică și stabilă valență III, starea de oxidare +3. Prezența unui singur electron în starea d este responsabilă pentru stabilitatea scăzută a configurației 3d 1 4s 2.
Scandiul și analogii săi, spre deosebire de alte elemente d, prezintă o stare de oxidare constantă de +3, aceasta este cea mai mare stare de oxidare și corespunde numărului de grup.
8. Formule ale oxizilor și natura lor chimică:
formă de oxid superior - (amfoter);
formule de hidroxid: – amfoter.
Ecuații de reacție care confirmă natura amfoteră a oxizilor și hidroxizilor:
(scandat de litiu),
(clorură de scandiu),
( hexahidroxoscandiat de potasiu (III) ),
(sulfat de scandiu).
9. Nu formează compuși cu hidrogenul, deoarece se află în subgrupul lateral și este un element d.
10. Compușii de scandiu sunt utilizați în tehnologia semiconductoarelor.
Exemplul 2 Care dintre cele două elemente, mangan sau brom, are proprietăți metalice mai pronunțate?
Decizie. Aceste elemente sunt în a patra perioadă. Scriem formulele lor electronice:
Manganul este un element d, adică un element al unui subgrup lateral, iar bromul este
p-element al subgrupului principal al aceluiași grup. La nivel electronic exterior, atomul de mangan are doar doi electroni, în timp ce atomul de brom are șapte. Raza atomului de mangan este mai mică decât raza atomului de brom cu același număr de învelișuri de electroni.
Un model comun pentru toate grupurile care conțin elemente p și d este predominanța proprietăților metalice în elementele d.
Astfel, proprietățile metalice ale manganului sunt mai pronunțate decât cele ale bromului.
După ce a studiat proprietățile elementelor dispuse pe rând în ordinea crescătoare a maselor lor atomice, marele om de știință rus D.I. Mendeleev în 1869 a derivat legea periodicității:
proprietățile elementelor, și deci proprietățile corpurilor simple și complexe formate de acestea, sunt într-o dependență periodică de mărimea greutăților atomice ale elementelor.
formularea modernă a legii periodice a lui Mendeleev:
Proprietățile elementelor chimice, precum și formele și proprietățile compușilor elementelor, sunt într-o dependență periodică de sarcina nucleelor lor.
Numărul de protoni din nucleu determină valoarea sarcinii pozitive a nucleului și, în consecință, numărul de serie Z al elementului din sistemul periodic. Numărul total de protoni și neutroni se numește numărul de masă A, este aproximativ egală cu masa nucleului. Deci numărul de neutroni (N)în nucleu poate fi găsit prin formula:
N = A - Z.
Configuratie electronica- formula de aranjare a electronilor în diferite învelișuri de electroni ale unui element atom-chimic
Sau molecule.
17. Numerele cuantice și ordinea nivelurilor de energie de umplere și a orbitalilor din atomi. Regulile lui Klechkovsky
Ordinea de distribuție a electronilor pe nivelurile și subnivelurile de energie din învelișul unui atom se numește configurația sa electronică. Starea fiecărui electron dintr-un atom este determinată de patru numere cuantice:
1. Numărul cuantic principal n caracterizează în cea mai mare măsură energia unui electron dintr-un atom. n = 1, 2, 3….. Electronul are cea mai mică energie la n = 1, în timp ce este cel mai aproape de nucleul atomic.
2. Numărul cuantic orbital (lateral, azimutal) l determină forma norului de electroni și, într-o mică măsură, energia acestuia. Pentru fiecare valoare a numărului cuantic principal n, numărul cuantic orbital poate lua zero și un număr de valori întregi: l = 0…(n-1)
Stările unui electron caracterizate prin diferite valori ale lui l se numesc de obicei subnivelurile energetice ale unui electron dintr-un atom. Fiecare subnivel este desemnat printr-o anumită literă, corespunde unei anumite forme a norului de electroni (orbital).
3. Numărul cuantic magnetic m l determină posibilele orientări ale norului de electroni în spațiu. Numărul de astfel de orientări este determinat de numărul de valori pe care le poate lua numărul cuantic magnetic:
m l = -l, …0,…+l
Numărul de astfel de valori pentru un anumit l: 2l+1
Respectiv: pentru electronii s: 2·0 +1=1 (un orbital sferic poate fi orientat într-un singur mod);
4. Spin numărul cuantic m s o reflectă prezența unui impuls intrinsec al electronului.
Numărul cuantic de spin poate avea doar două valori: m s = +1/2 sau –1/2
Distribuția electronilor în atomi multielectroni se desfășoară după trei principii:
principiul Pauli
Un atom nu poate avea electroni care au același set de toate cele patru numere cuantice.
2. Regula lui Hund(regula tramvaiului)
În starea cea mai stabilă a atomului, electronii sunt localizați în subnivelul electronic, astfel încât spinul lor total este maxim. Similar cu procedura de umplere a locurilor duble într-un tramvai gol care se apropie de oprire - în primul rând, oamenii care nu se cunosc se așează pe scaune duble (și electroni în orbitali) unul câte unul și numai când scaunele duble goale se epuizează în Două.
Principiul energiei minime (Regulile lui V.M. Klechkovsky, 1954)
1) Odată cu creșterea sarcinii nucleului unui atom, umplerea succesivă a orbitalilor de electroni are loc de la orbitalii cu o valoare mai mică a sumei numerelor principale și a cincea orbitală (n + l) la orbitalii cu o valoare mai mare de această sumă.
2) Pentru aceleași valori ale sumei (n + l), umplerea orbitalilor are loc secvențial în direcția creșterii valorii numărului cuantic principal.
18. Metode de modelare a legăturilor chimice: metoda legăturilor de valență și metoda orbitalilor moleculari.
Metoda legăturii de valență
Cea mai simplă este metoda legăturilor de valență (BC), propusă în 1916 de fizicianul american Lewis.
Metoda legăturilor de valență consideră o legătură chimică ca rezultat al atracției nucleelor a doi atomi către una sau mai multe perechi de electroni comuni acestora. O astfel de legătură cu doi electroni și două centre, localizată între doi atomi, se numește covalentă.
În principiu, sunt posibile două mecanisme pentru formarea unei legături covalente:
1. Împerecherea electronilor a doi atomi în condiția orientării opuse a spinilor lor;
2. Interacțiunea donor-acceptor, în care o pereche de electroni gata a unuia dintre atomi (donator) devine comună în prezența unui orbital liber favorabil energetic al altui atom (acceptor).
IV - VII - perioade mari, deoarece constau din două rânduri (pare și impare) de elemente.
În rânduri egale de perioade mari sunt metale tipice. Seria impară începe cu un metal, apoi proprietățile metalice slăbesc și proprietățile nemetalice cresc, perioada se termină cu un gaz inert.
grup este un rând vertical de chimie. elemente combinate prin chem. proprietăți.
grup
subgrup principal subgrup secundar
Subgrupul principal include Subgrupul secundar include
elemente atât ale elementelor mici cât și ale marilor perioade numai mari.
perioade.
H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr Cu, Ag, Au
mic mare mare
Pentru elementele combinate în același grup, sunt caracteristice următoarele modele:
1. Cea mai mare valență a elementelor în compușii cu oxigen(cu câteva excepții) corespunde numărului grupului.
Elementele subgrupurilor secundare pot prezenta și o altă valență mai mare. De exemplu, Cu - un element al grupului I al subgrupului lateral - formează oxid Cu 2 O. Cu toate acestea, cei mai des întâlniți sunt compușii cuprului divalent.
2. În principalele subgrupe(de sus în jos) odata cu cresterea maselor atomice, proprietatile metalice ale elementelor cresc, iar cele nemetalice se slabesc.
Structura atomului.
Multă vreme, știința a fost dominată de opinia că atomii sunt indivizibili, adică. nu conțin componente mai simple.
Cu toate acestea, la sfârșitul secolului al XIX-lea, au fost stabilite o serie de fapte care mărturiseau compoziția complexă a atomilor și posibilitatea transformărilor lor reciproce.
Atomii sunt formațiuni complexe construite din unități structurale mai mici.
|
|
ē - electron - în afara nucleului
Pentru chimie, structura învelișului de electroni a atomului este de mare interes. Sub învelișul de electroniînțelegeți totalitatea electronilor dintr-un atom. Numărul de electroni dintr-un atom este egal cu numărul de protoni, adică. numărul atomic al elementului, deoarece atomul este neutru din punct de vedere electric.
Cea mai importantă caracteristică a unui electron este energia legăturii sale cu un atom. Electronii cu valori energetice similare formează un singur stratul electronic.
Fiecare chimic. elementul din tabelul periodic a fost numerotat.
Se numește numărul pe care îl primește fiecare element număr de serie.
Semnificația fizică a numărului de serie:
1. Care este numărul de serie al elementului, așa este sarcina nucleului atomului.
2. Același număr de electroni se învârte în jurul nucleului.
Z = p + Z - numărul elementului
n 0 \u003d A - Z
n 0 \u003d A - p + A - masa atomică a elementului
n 0 \u003d A - ē
De exemplu Li.
Semnificația fizică a numărului perioadei.
În ce perioadă este elementul, câte învelișuri de electroni (straturi) va avea.
| |
Nu +2 | |
| |
Determinarea numărului maxim de electroni dintr-o înveliș de electroni.
Legea periodică a lui D.I Mendeleev.
Proprietățile elementelor chimice și, prin urmare, proprietățile corpurilor simple și complexe pe care le formează, sunt într-o dependență periodică de mărimea greutății atomice.
Sensul fizic al legii periodice.
Semnificația fizică a legii periodice constă în modificarea periodică a proprietăților elementelor, ca urmare a repetării periodice a e-lea înveliș de atomi, cu creșterea succesivă a n.
Formularea modernă a lui D. I. Mendeleev PZ.
Proprietatea elementelor chimice, precum și proprietatea substanțelor simple sau complexe formate de acestea, este într-o dependență periodică de mărimea sarcinii nucleelor atomilor lor.
Sistem periodic de elemente.
Sistem periodic - un sistem de clasificare a elementelor chimice, creat pe baza legii periodice. Sistem periodic – stabilește relații între elementele chimice reflectând asemănările și diferențele dintre acestea.
Tabel periodic (există două tipuri: scurt și lung) de elemente.
Tabelul Periodic al Elementelor este o afișare grafică a Tabelului Periodic al Elementelor, constă din 7 perioade și 8 grupe.
Întrebarea 10
Sistemul periodic și structura învelișurilor electronice ale atomilor elementelor.
Ulterior s-a constatat că nu numai numărul de serie al elementului are o semnificație fizică profundă, ci și alte concepte considerate anterior, de asemenea, au dobândit treptat un sens fizic. De exemplu, numărul grupului, care indică cea mai mare valență a elementului, dezvăluie astfel numărul maxim de electroni ai unui atom al unui anumit element care poate participa la formarea unei legături chimice.
Numărul perioadei, la rândul său, s-a dovedit a fi legat de numărul de niveluri de energie prezente în învelișul de electroni a unui atom al unui element dintr-o anumită perioadă.
Astfel, de exemplu, „coordonatele” staniului Sn (numărul de serie 50, perioada 5, subgrupul principal al grupului IV) înseamnă că în atomul de staniu sunt 50 de electroni, ei sunt distribuiți pe 5 niveluri de energie, doar 4 electroni sunt de valență .
Sensul fizic al găsirii elementelor în subgrupe de diferite categorii este extrem de important. Se pare că pentru elementele situate în subgrupele din categoria I, următorul (ultimul) electron este situat pe s-subnivel nivel extern. Aceste elemente aparțin familiei electronice. Pentru atomii elementelor situate în subgrupele din categoria II, următorul electron este situat pe p-subnivel nivel extern. Acestea sunt elementele familiei electronice „p”. Astfel, următorul electron al 50-lea al atomilor de staniu este situat pe subnivelul p al exteriorului, adică al 5-lea nivel de energie.
Pentru atomii elementelor subgrupelor de categoria III, următorul electron este situat pe d-subnivel, dar deja înainte de nivelul extern, acestea sunt elemente ale familiei electronice „d”. Pentru atomii de lantanide și actinide, următorul electron este situat la subnivelul f, înainte de nivelul extern. Acestea sunt elementele familiei electronice „f”.
Prin urmare, nu este o coincidență faptul că numărul de subgrupuri din aceste 4 categorii menționate mai sus, adică 2-6-10-14, coincid cu numărul maxim de electroni din subnivelurile s-p-d-f.
Dar se dovedește că este posibil să se rezolve problema ordinii de umplere a învelișului de electroni și să se obțină o formulă electronică pentru un atom al oricărui element și pe baza sistemului periodic, care indică în mod clar nivelul și subnivelul fiecăruia succesiv. electron. Sistemul periodic indică, de asemenea, așezarea elementelor unul după altul în perioade, grupe, subgrupe și distribuția electronilor acestora pe nivele și subnivele, deoarece fiecare element are propriile sale, caracterizându-și ultimul electron. Ca exemplu, să analizăm compilarea unei formule electronice pentru atomul elementului zirconiu (Zr). Sistemul periodic dă indicatorii și „coordonatele” acestui element: numărul de serie 40, perioada 5, grupa IV, subgrupul lateral Primele concluzii: a) toți cei 40 de electroni, b) acești 40 de electroni sunt repartizați pe cinci niveluri energetice; c) din 40 de electroni, doar 4 sunt de valență, d) următorul al 40-lea electron a intrat în subnivelul d înainte de cel exterior, adică al patrulea nivel de energie. fi diferit de fiecare dată.
