Alchymisti sa tiež snažili nájsť zákon prírody, na základe ktorého by bolo možné systematizovať chemické prvky. Ale chýbali im spoľahlivé a podrobné informácie o živloch. Do polovice 19. stor. poznatky o chemických prvkoch sa stali dostatočnými a počet prvkov vzrástol natoľko, že vo vede vznikla prirodzená potreba ich klasifikovať. Prvé pokusy o klasifikáciu prvkov na kovy a nekovy dopadli neúspešne. Predchodcovia D.I. Mendelejeva (I.V. Debereiner, J.A. Newlands, L.Yu. Meyer) urobili veľa, aby sa pripravili na objav periodického zákona, no nedokázali pochopiť pravdu. Dmitrij Ivanovič vytvoril spojenie medzi hmotnosťou prvkov a ich vlastnosťami.
Dmitrij Ivanovič sa narodil v Tobolsku. Bol sedemnástym dieťaťom v rodine. Po ukončení strednej školy v rodnom meste nastúpil Dmitrij Ivanovič na Hlavný pedagogický inštitút v Petrohrade, po ktorom so zlatou medailou odišiel na dvojročnú vedeckú cestu do zahraničia. Po návrate ho pozvali na univerzitu v Petrohrade. Keď Mendelejev začal prednášať o chémii, nenašiel nič, čo by sa dalo odporučiť študentom ako učebná pomôcka. A rozhodol sa napísať novú knihu - „Základy chémie“.
Objaveniu periodického zákona predchádzalo 15 rokov tvrdej práce. 1. marca 1869 plánoval Dmitrij Ivanovič služobne odísť z Petrohradu do provincií.
Periodický zákon bol objavený na základe charakteristiky atómu - relatívnej atómovej hmotnosti .
Mendelejev usporiadal chemické prvky v rastúcom poradí ich atómových hmotností a všimol si, že vlastnosti prvkov sa po určitom období opakujú, Dmitrij Ivanovič usporiadal periódy pod sebou, takže podobné prvky boli umiestnené pod sebou - na rovnakej vertikále, takže periodický systém bol vybudovaný prvkami.
1. marca 1869 Formulácia periodického zákona D.I. Mendelejev.
Vlastnosti jednoduchých látok, ako aj formy a vlastnosti zlúčenín prvkov sú periodicky závislé od atómových hmotností prvkov.
Žiaľ, spočiatku bolo len veľmi málo podporovateľov periodického zákona, dokonca aj medzi ruskými vedcami. Najmä v Nemecku a Anglicku je veľa odporcov.
Objav periodického zákona je skvelým príkladom vedeckej predvídavosti: v roku 1870 predpovedal Dmitrij Ivanovič existenciu troch vtedy neznámych prvkov, ktoré nazval ekasilicon, ekaaluminium a ekabór. Dokázal správne predpovedať najdôležitejšie vlastnosti nových prvkov. A potom, o 5 rokov neskôr, v roku 1875, francúzsky vedec P.E. Lecoq de Boisbaudran, ktorý nevedel nič o práci Dmitrija Ivanoviča, objavil nový kov, ktorý ho nazval gálium. V mnohých vlastnostiach a spôsobe objavovania sa gálium zhodovalo s eka-hliníkom, ktorý predpovedal Mendelejev. Ukázalo sa však, že jeho hmotnosť bola nižšia, ako sa predpokladalo. Napriek tomu Dmitrij Ivanovič poslal do Francúzska list, v ktorom trval na svojej predpovedi.
Vedecký svet bol ohromený Mendelejevovou predpoveďou vlastností ekahliník
sa ukázalo byť tak presné. Od tohto momentu sa v chémii začína presadzovať periodický zákon.
V roku 1879 objavil L. Nilsson vo Švédsku skandium, ktoré stelesňovalo to, čo predpovedal Dmitrij Ivanovič ekabor
.
V roku 1886 objavil K. Winkler v Nemecku germánium, ktoré sa ukázalo byť ecasilicium
.
Ale génius Dmitrija Ivanoviča Mendelejeva a jeho objavy nie sú len tieto predpovede!
Na štyroch miestach periodickej tabuľky usporiadal D. I. Mendelejev prvky nie v poradí rastúcich atómových hmotností:
Ešte na konci 19. storočia D.I. Mendelejev napísal, že atóm zjavne pozostáva z iných menších častíc. Po jeho smrti v roku 1907 sa dokázalo, že atóm pozostáva z elementárnych častíc. Teória atómovej štruktúry potvrdila Mendelejevovu správnosť, preskupenia týchto prvkov, ktoré nie sú v súlade s nárastom atómových hmotností, sú úplne opodstatnené.
Moderná formulácia periodického zákona.
Vlastnosti chemických prvkov a ich zlúčenín sú periodicky závislé od veľkosti náboja jadier ich atómov, vyjadreného v periodickej opakovateľnosti štruktúry vonkajšieho valenčného elektrónového obalu.
A teraz, viac ako 130 rokov po objavení periodického zákona, sa môžeme vrátiť k slovám Dmitrija Ivanoviča, ktoré sú mottom našej lekcie: „Periodickému zákonu budúcnosť nehrozí zničením, ale iba nadstavbou a rozvoj je sľúbený." Koľko chemických prvkov bolo doteraz objavených? A to je ďaleko od limitu.
Grafickým znázornením periodického zákona je periodický systém chemických prvkov. Toto je stručné zhrnutie celej chémie prvkov a ich zlúčenín.
Zmeny vlastností v periodickom systéme s rastúcimi atómovými hmotnosťami v období (zľava doprava):
1. Kovové vlastnosti sú znížené
2. Zvyšujú sa nekovové vlastnosti
3. Vlastnosti vyšších oxidov a hydroxidov sa menia od zásaditých cez amfotérne až po kyslé.
4. Valencia prvkov vo vzorcoch vyšších oxidov stúpa od japredtýmVII, a vo vzorcoch prchavých zlúčenín vodíka klesá od IV predtýmja.
Základné princípy konštrukcie periodickej tabuľky.|
Porovnávací znak |
D.I.Mendelejev |
|
1. Ako je stanovená postupnosť prvkov podľa čísel? (Čo je základom p.s.?) |
Prvky sú usporiadané podľa rastúcej relatívnej atómovej hmotnosti. V tomto existujú výnimky. Ar – K, Co – Ni, Te – I, Th – Pa |
|
2. Princíp spájania prvkov do skupín. |
Kvalitatívny znak. Podobnosť vlastností jednoduchých látok a zložitých látok rovnakého typu. |
|
3. Princíp spájania prvkov do období. |
Periodický zákon Dmitrija Ivanoviča Mendelejeva je jedným zo základných prírodných zákonov, ktorý spája závislosť vlastností chemických prvkov a jednoduchých látok s ich atómovými hmotnosťami. V súčasnosti sa zákon spresnil a závislosť vlastností sa vysvetľuje nábojom atómového jadra.
Zákon objavil ruský vedec v roku 1869. Mendelejev to predložil vedeckej komunite v správe na kongrese Ruskej chemickej spoločnosti (správu vypracoval iný vedec, keďže Mendelejev bol nútený urýchlene odísť na pokyn Slobodnej ekonomickej spoločnosti Petrohradu). V tom istom roku bola vydaná učebnica „Základy chémie“, ktorú pre študentov napísal Dmitrij Ivanovič. V ňom vedec opísal vlastnosti populárnych zlúčenín a tiež sa pokúsil poskytnúť logickú systematizáciu chemických prvkov. Po prvýkrát predstavila aj tabuľku s periodicky usporiadanými prvkami ako grafický výklad periodického zákona. Všetky nasledujúce roky Mendelejev vylepšoval svoju tabuľku, napríklad pridal stĺpec inertných plynov, ktoré boli objavené o 25 rokov neskôr.
Vedecká komunita okamžite neprijala myšlienky veľkého ruského chemika, dokonca ani v Rusku. Ale po objavení troch nových prvkov (gálium v roku 1875, skandium v roku 1879 a germánium v roku 1886), ktoré predpovedal a opísal Mendelejev vo svojej slávnej správe, bol periodický zákon uznaný.
- Je to univerzálny zákon prírody.
- Tabuľka, ktorá graficky znázorňuje zákon, zahŕňa nielen všetky známe prvky, ale aj tie, ktoré sa ešte len objavujú.
- Všetky nové objavy neovplyvnili relevantnosť zákona a tabuľky. Tabuľka sa vylepšuje a mení, no jej podstata zostala nezmenená.
- Umožnil objasniť atómové hmotnosti a ďalšie charakteristiky niektorých prvkov a predpovedať existenciu nových prvkov.
- Chemici dostali spoľahlivý tip, ako a kde hľadať nové prvky. Zákon navyše umožňuje s vysokou mierou pravdepodobnosti vopred určiť vlastnosti zatiaľ neobjavených prvkov.
- Zohral obrovskú úlohu vo vývoji anorganickej chémie v 19. storočí.
História objavovania
Existuje krásna legenda, že Mendelejev videl svoj stôl vo sne, ráno sa zobudil a zapísal si ho. V skutočnosti je to len mýtus. Samotný vedec mnohokrát povedal, že 20 rokov svojho života venoval tvorbe a zlepšovaniu periodickej tabuľky prvkov.
Všetko to začalo tým, že Dmitrij Ivanovič sa rozhodol napísať učebnicu anorganickej chémie pre študentov, v ktorej plánoval systematizovať všetky v tom čase známe vedomosti. A prirodzene sa spoliehal na úspechy a objavy svojich predchodcov. Prvýkrát venoval pozornosť vzťahu medzi atómovými hmotnosťami a vlastnosťami prvkov nemecký chemik Döbereiner, ktorý sa pokúsil rozdeliť jemu známe prvky do trojíc s podobnými vlastnosťami a hmotnosťami, ktoré sa riadia určitým pravidlom. V každej trojici mal stredný prvok váhu blízku aritmetickému priemeru dvoch vonkajších prvkov. Vedec tak dokázal vytvoriť päť skupín, napríklad Li–Na–K; Cl-Br-I. Ale to neboli všetky známe prvky. Okrem toho tieto tri prvky jednoznačne nevyčerpali zoznam prvkov s podobnými vlastnosťami. Pokusy nájsť všeobecný vzor neskôr urobili Nemci Gmelin a von Pettenkofer, Francúzi J. Dumas a de Chancourtois a Angličania Newlands a Odling. Najďalej postúpil nemecký vedec Meyer, ktorý v roku 1864 zostavil tabuľku veľmi podobnú periodickej tabuľke, no obsahovala len 28 prvkov, pričom 63 už bolo známych.
Mendelejev na rozdiel od svojich predchodcov uspel 
zostaviť tabuľku, ktorá obsahuje všetky známe prvky usporiadané podľa určitého systému. Zároveň nechal niektoré bunky prázdne, pričom približne vypočítal atómové hmotnosti niektorých prvkov a opísal ich vlastnosti. Okrem toho mal ruský vedec odvahu a predvídavosť, aby vyhlásil, že zákon, ktorý objavil, je univerzálnym prírodným zákonom a nazval ho „periodickým zákonom“. Keď povedal „ach“, pokračoval a opravil atómové hmotnosti prvkov, ktoré sa nezmestili do tabuľky. Pri bližšom skúmaní sa ukázalo, že jeho opravy boli správne a objavenie hypotetických prvkov, ktoré opísal, sa stalo konečným potvrdením pravdivosti nového zákona: prax dokázala platnosť teórie.
|
V dôsledku štúdia tejto témy sa naučíte:
V dôsledku štúdia tejto témy sa naučíte:
Študijné otázky: |
4.1. Periodický zákon D.I. Mendelejev
Periodický zákon je najväčším úspechom chemickej vedy, základom celej modernej chémie. S jeho objavom prestala byť chémia deskriptívnou vedou, umožnila sa v nej vedecká predvídavosť.
Objavený periodický zákon D. I. Mendelejev v roku 1869 vedec formuloval tento zákon takto: „Vlastnosti jednoduchých telies, ako aj formy a vlastnosti zlúčenín prvkov sú periodicky závislé od veľkosti atómovej hmotnosti prvkov.
Podrobnejšie štúdium štruktúry hmoty ukázalo, že periodicita vlastností prvkov nie je určená atómovou hmotnosťou, ale elektrónovou štruktúrou atómov.
Jadrový náboj je charakteristika, ktorá určuje elektrónovú štruktúru atómov, a tým aj vlastnosti prvkov. Preto v modernej formulácii znie periodický zákon takto: vlastnosti jednoduchých látok, ako aj formy a vlastnosti zlúčenín prvkov sú periodicky závislé od atómového čísla (od hodnoty náboja jadra ich atómov). ).
Vyjadrením periodického zákona je periodická tabuľka prvkov.
4.2. Periodická tabuľka D. I. Mendelejeva
Periodická tabuľka prvkov od D.I. Mendelejeva pozostáva zo siedmich období, ktoré sú horizontálnymi postupnosťami prvkov usporiadaných v rastúcom poradí podľa náboja ich atómového jadra. Obdobia 1, 2, 3, 4, 5, 6 obsahujú 2, 8, 8, 18, 18, 32 prvkov. Siedma tretina nie je dokončená. Vyvolávajú sa obdobia 1, 2 a 3 malý, zvyšok - veľký.
Každá perióda (okrem prvej) začína atómami alkalických kovov (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) a končí vzácnym plynom (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), ktorému predchádza typický nekovový. V obdobiach zľava doprava sa kovové vlastnosti postupne oslabujú a nekovové vlastnosti sa zvyšujú, pretože so zvýšením kladného náboja atómových jadier sa zvyšuje počet elektrónov na vonkajšej úrovni.
V prvom období existuje okrem hélia iba jeden prvok - vodík. Podmienečne je zaradený do podskupiny IA alebo VIIA, pretože vykazuje podobnosti s alkalickými kovmi aj halogénmi. Podobnosť vodíka s alkalickými kovmi sa prejavuje v tom, že vodík je rovnako ako alkalické kovy redukčným činidlom a darovaním jedného elektrónu vytvára jednotlivo nabitý katión. Vodík má viac spoločného s halogénmi: vodík, podobne ako halogény, je nekov, jeho molekula je dvojatómová, môže vykazovať oxidačné vlastnosti a vytvárať soľné hydridy s aktívnymi kovmi, napríklad NaH, CaH2.
Vo štvrtom období, po Ca, je 10 prechodných prvkov (dekáda Sc - Zn), za ktorými nasleduje zvyšných 6 hlavných prvkov obdobia (Ga - Kg). Piata tretina je postavená podobne. koncepcia prechodový prvok zvyčajne sa používa na označenie akéhokoľvek prvku s valenčnými d- alebo f-elektrónmi.
Šiesta a siedma perióda má dvojité vkladanie prvkov. Za prvkom Ba je vložená dekáda d-prvkov (La - Hg) a za prvým prechodovým prvkom La je 14 f-prvkov - lantanoidy(Se - Lu). Po Hg je zvyšných 6 hlavných p-prvkov šiestej periódy (Tl - Rn).
V siedmom (neúplnom) období po Ac nasleduje 14 f-prvkov- aktinidy(Th - Lr). Nedávno sa La a Ac začali klasifikovať ako lantanoidy a aktinidy. Lantanidy a aktinidy sú umiestnené oddelene v spodnej časti tabuľky.
Každý prvok v periodickej tabuľke teda zaujíma presne definovanú pozíciu, ktorá je označená radové, alebo atómovýčíslo.
V periodickej tabuľke je osem skupín umiestnených vertikálne (I – VIII), ktoré sú zase rozdelené do podskupín - hlavné, alebo podskupiny A a vedľajšie účinky, alebo podskupina B. Podskupina VIIIB je špeciálna, obsahuje triády prvky, ktoré tvoria skupiny železa (Fe, Co, Ni) a platinových kovov (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).
Podobnosť prvkov v rámci každej podskupiny je najvýraznejším a najdôležitejším vzorom v periodickej tabuľke. V hlavných podskupinách sa zhora nadol zvyšujú kovové vlastnosti a oslabujú sa nekovové vlastnosti. V tomto prípade dochádza k zvýšeniu stability zlúčenín prvkov v najnižšom oxidačnom stave pre danú podskupinu. Vo vedľajších podskupinách sa naopak zhora nadol oslabujú kovové vlastnosti a zvyšuje sa stabilita zlúčenín s najvyšším oxidačným stavom.
4.3. Periodická tabuľka a elektrónové konfigurácie atómov
Keďže počas chemických reakcií sa jadrá reagujúcich atómov nemenia, chemické vlastnosti atómov závisia od štruktúry ich elektronických obalov.
K vypĺňaniu elektrónových vrstiev a elektrónových obalov atómov dochádza v súlade s Pauliho princípom a Hundovým pravidlom.
Pauliho princíp (Pauliho vylúčenie)
Dva elektróny v atóme nemôžu mať štyri rovnaké kvantové čísla (každý atómový orbitál nemôže obsahovať viac ako dva elektróny).
Pauliho princíp určuje maximálny počet elektrónov, ktoré majú dané hlavné kvantové číslo n(t. j. nachádza sa na tejto elektronickej vrstve): Nn = 2n 2. Prvá elektrónová vrstva (energetická hladina) nemôže mať viac ako 2 elektróny, druhá – 8, tretia – 18 atď.
Napríklad v atóme vodíka je jeden elektrón, ktorý sa nachádza na prvej energetickej úrovni v stave 1s. Spin tohto elektrónu môže byť nasmerovaný ľubovoľne (m s = +1/2 alebo m s = –1/2). Treba ešte raz zdôrazniť, že prvá energetická úroveň pozostáva z jednej podúrovne - 1s, druhá energetická úroveň - z dvoch podúrovní - 2s a 2p, tretia - z troch podúrovní - 3s, 3p, 3d atď. Podúroveň zase obsahuje orbitály, ktorých počet je určený bočným kvantovým číslom l a rovná sa (2 l + 1). Každý orbitál je konvenčne označený štvorcom, elektrón na ňom umiestnený je označený šípkou, ktorej smer označuje orientáciu spinu tohto elektrónu. To znamená, že stav elektrónu v atóme vodíka môže byť reprezentovaný ako 1s 1 alebo znázornený ako kvantová bunka, obr. 4.1:
Ryža. 4.1. Symbol pre elektrón v atóme vodíka v 1s orbitáli
Pre oba elektróny atómu hélia n = 1, l = 0, m l= 0, ms = +1/2 a -1/2. Preto je elektronický vzorec hélia 1s 2. Elektrónový obal hélia je kompletný a veľmi stabilný. Hélium je vzácny plyn.
Podľa Pauliho princípu nemôžu byť v jednom orbitále dva elektróny s paralelnými spinmi. Tretí elektrón v atóme lítia zaberá orbitál 2s. Elektronická konfigurácia Li je 1s22s1 a konfigurácia berýlia je 1s22s2. Keďže orbitál 2s je vyplnený, piaty elektrón atómu bóru zaberá orbitál 2p. O n= 2 bočné (orbitálne) kvantové číslo l nadobúda hodnoty 0 a 1. Kedy l = 0 (2s-stav) m l= 0 a pri l = 1 (2p – stav) m l sa môže rovnať +1; 0; -1. Stav 2p zodpovedá trom energetickým článkom, obr. 4.2.
Ryža. 4.2. Usporiadanie elektrónov atómu bóru v orbitáloch
Pre atóm dusíka (elektronická konfigurácia 1s 2 2s 2 2p 3 dva elektróny na prvej úrovni, päť na druhej) sú možné nasledujúce dva varianty elektrónovej štruktúry, obr. 4.3:
Ryža. 4.3. Možné možnosti usporiadania elektrónov atómu dusíka v orbitáloch
V prvej schéme, obr. 4.3a, sa celkové roztočenie rovná 1/2 (+1/2 –1/2 +1/2), v druhej (obr. 4.3b) sa celkové roztočenie rovná 3 /2 (+1/2 + 1/2 +1/2). Určuje sa umiestnenie spinov Hundovo pravidlo ktorý znie: k naplneniu energetických hladín dochádza tak, že celkový spin je maximálny.
Teda , Z dvoch uvedených schém pre štruktúru atómu dusíka prvá zodpovedá stabilnému stavu (s najnižšou energiou), kde všetky p-elektróny zaberajú rôzne orbitály. Podúrovňové orbitály sú vyplnené nasledovne: najprv jeden elektrón s rovnakými spinmi a potom druhý elektrón s opačnými spinmi.
Počnúc sodíkom je naplnená tretia energetická hladina s n = 3. Rozloženie elektrónov atómov prvkov tretej periódy v orbitáloch je na obr. 4.4.
Ryža. 4.4. Rozloženie elektrónov v orbitáloch pre atómy prvkov tretej periódy v základnom stave
V atóme každý elektrón zaberá voľný orbitál s najnižšou energiou zodpovedajúcou jeho najsilnejšiemu spojeniu s jadrom. V roku 1961 V.M. Klechkovsky sformuloval všeobecný postoj, podľa ktorého energia elektrónových orbitálov rastie rádovo so zvyšovaním súčtu hlavných a vedľajších kvantových čísel ( n + l) a v prípade rovnosti týchto súčtov má orbitál s nižšou hodnotou hlavného kvantového čísla n menšiu energiu.
Poradie energetických hladín v poradí narastajúcej energie je približne nasledovné:
1 s< 2s < 2p < 3s < 3р < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p.
Uvažujme rozloženie elektrónov v orbitáloch atómov prvkov štvrtej periódy (obr. 4.5).
Ryža. 4.5. Rozloženie elektrónov na orbitáloch atómov prvkov štvrtej periódy v základnom stave
Po draslíku (elektronická konfigurácia 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1) a vápniku (elektronická konfigurácia 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2) je vnútorný 3d obal naplnený elektrónmi (prechodové prvky Sc - Zn). Treba poznamenať, že existujú dve anomálie: pre atómy Cr a Cu na 4 s-plášť obsahuje nie dva elektróny, ale jeden, t.j. dochádza k takzvanému „zlyhaniu“ vonkajšieho 4s elektrónu na predchádzajúci 3d obal. Elektrónovú štruktúru atómu chrómu možno znázorniť nasledovne (obr. 4.6).
Ryža. 4.6. Distribúcia elektrónov na orbitáloch pre atóm chrómu
Fyzikálny dôvod „porušenia“ poradia plnenia je spojený s odlišnou schopnosťou prenikania elektrónových orbitálov do jadra, špeciálnou stabilitou elektronických konfigurácií d 5 a d 10, f 7 a f 14, ktorá zodpovedá plneniu elektronické orbitály s jedným alebo dvoma elektrónmi, ako aj skríningový efekt jadier vnútorných vrstiev elektronického náboja.
Elektrónové konfigurácie atómov Mn, Fe, Co, Ni, Cu a Zn sú vyjadrené nasledujúcimi vzorcami:
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 .
Po zinku, počnúc od 31. prvku - gália až po 36. prvok - kryptón, pokračuje výplň štvrtej vrstvy (4p - škrupina). Elektronické konfigurácie týchto prvkov sú nasledovné:
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 Ako 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 Kr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 .
Treba poznamenať, že ak sa neporuší Pauliho vylúčenie, v excitovaných stavoch môžu byť elektróny umiestnené v iných atómových orbitáloch.
4.4. Druhy chemických prvkov
Všetky prvky periodickej tabuľky sú rozdelené do štyroch typov:
1. V atómoch s-prvky s-škrupiny vonkajšej vrstvy (n) sú vyplnené. Prvky s zahŕňajú vodík, hélium a prvé dva prvky každej periódy.
2. Pri atómoch p-prvky elektróny vypĺňajú p-škrupiny vonkajšej úrovne (np). P-elementy zahŕňajú posledných 6 prvkov každého obdobia (okrem prvého).
3. U d-prvky je vyplnená elektrónmi d – obal druhej vonkajšej hladiny (n–1) d. Sú to prvky zásuvných desaťročí veľkých období umiestnených medzi s- a p- prvkami.
4. U f-prvky podhladina f tretej vonkajšej úrovne (n–2) f je vyplnená elektrónmi. Rodina f-prvkov zahŕňa lantanoidy a aktinidy.
Z uvažovania o elektrónovej štruktúre nevybudených atómov v závislosti od atómového čísla prvku vyplýva:
Počet energetických hladín (elektronických vrstiev) atómu ľubovoľného prvku sa rovná počtu periód, v ktorých sa prvok nachádza. To znamená, že s-prvky sa nachádzajú vo všetkých periódach, p-prvky v druhej a nasledujúcich periódach, d-prvky vo štvrtej a nasledujúcich periódach a f-prvky v šiestej a siedmej perióde.
Číslo periódy sa zhoduje s hlavným kvantovým číslom vonkajších elektrónov atómu.
s- a p-prvky tvoria hlavné podskupiny, d-prvky tvoria sekundárne podskupiny, f-prvky tvoria rodiny lantanoidov a aktinoidov. Do podskupiny teda patria prvky, ktorých atómy majú zvyčajne podobnú štruktúru nielen vonkajšej, ale aj predvonkajšej vrstvy (s výnimkou prvkov, v ktorých dochádza k „zlyhaniu“ elektrónu).
Číslo skupiny zvyčajne udáva počet elektrónov, ktoré sa môžu podieľať na tvorbe chemických väzieb. Toto je fyzický význam čísla skupiny. Prvky vedľajších podskupín majú valenčné elektróny nielen vo svojich vonkajších obaloch, ale aj vo svojich predposledných obaloch. Toto je hlavný rozdiel vo vlastnostiach prvkov hlavnej a sekundárnej podskupiny.
Prvky s valenčnými d- alebo f-elektrónmi sa nazývajú prechodné prvky.
Číslo skupiny sa spravidla rovná najvyššiemu kladnému oxidačnému stavu prvkov, ktoré vykazujú v zlúčeninách. Výnimkou je fluór - jeho oxidačný stav je –1; Z prvkov skupiny VIII majú známy oxidačný stav +8 len Os, Ru a Xe.
4.5. Periodicita vlastností atómov prvkov
Charakteristiky atómov ako ich polomer, ionizačná energia, elektrónová afinita, elektronegativita a oxidačný stav sú spojené s elektrónovou štruktúrou atómu.
Existujú polomery atómov kovov a kovalentné polomery atómov nekovov. Polomery atómov kovov sa vypočítavajú na základe medziatómových vzdialeností, ktoré sú dobre známe pre väčšinu kovov na základe experimentálnych údajov. V tomto prípade sa polomer atómu kovu rovná polovici vzdialenosti medzi stredmi dvoch susedných atómov. Kovalentné polomery nekovov v molekulách a kryštáloch jednoduchých látok sa vypočítajú podobným spôsobom. Čím väčší je atómový polomer, tým ľahšie sa vonkajšie elektróny odtrhnú od jadra (a naopak). Na rozdiel od atómových polomerov sú polomery iónov ľubovoľné hodnoty.
Zľava doprava v periódach sa hodnota atómových polomerov kovov znižuje a atómové polomery nekovov sa menia komplexne, pretože to závisí od povahy chemickej väzby. V druhej perióde sa napríklad polomery atómov najskôr zmenšujú a potom zväčšujú, obzvlášť prudko pri prechode k atómu vzácneho plynu.
V hlavných podskupinách sa polomery atómov zväčšujú zhora nadol so zvyšujúcim sa počtom elektronických vrstiev.
Polomer katiónu je menší ako polomer jeho zodpovedajúceho atómu a so zvyšujúcim sa kladným nábojom katiónu sa jeho polomer zmenšuje. Naopak, polomer aniónu je vždy väčší ako polomer jeho zodpovedajúceho atómu. Častice (atómy a ióny), ktoré majú rovnaký počet elektrónov, sa nazývajú izoelektronické. V sérii izoelektronických iónov sa polomer zmenšuje, keď sa zmenšuje záporný polomer iónu a zväčšuje sa kladný polomer. K takémuto poklesu dochádza napríklad v rade: O 2–, F–, Na +, Mg 2+, Al 3+.
Ionizačná energia– energia potrebná na odstránenie elektrónu z atómu v základnom stave. Zvyčajne sa vyjadruje v elektrónvoltoch (1 eV = 96,485 kJ/mol). V určitom období zľava doprava sa ionizačná energia zvyšuje so zvyšujúcim sa jadrovým nábojom. V hlavných podskupinách zhora nadol klesá, pretože vzdialenosť elektrónu od jadra sa zvyšuje a zvyšuje sa tieniaci účinok vnútorných elektronických vrstiev.
V tabuľke 4.1 sú uvedené hodnoty ionizačných energií (energie na odstránenie prvého, druhého atď. elektrónu) pre niektoré atómy.
V druhej perióde pri prechode z Li na Ne sa zvyšuje energia odstránenia prvého elektrónu (pozri tabuľku 4.1). Ako je však zrejmé z tabuľky, ionizačná energia sa zvyšuje nerovnomerne: pre bór a kyslík, ktoré nasledujú po berýliu a dusíku, sa pozoruje mierny pokles, ktorý je spôsobený zvláštnosťami elektrónovej štruktúry atómov.
Vonkajší s-obal berýlia je úplne naplnený, takže elektrón vedľa neho, bór, vstupuje do p-orbitálu. Tento p-elektrón je menej pevne viazaný na jadro ako s-elektrón, takže odstránenie p-elektrónov vyžaduje menej energie.
Tabuľka 4.1.
Ionizačné energie ja atómy niektorých prvkov
Každý p-orbitál atómu dusíka má jeden elektrón. V atóme kyslíka sa elektrón dostane do p-orbitálu, ktorý je už obsadený jedným elektrónom. Dva elektróny v tom istom orbitále sa silne odpudzujú, takže je jednoduchšie odstrániť elektrón z atómu kyslíka ako z atómu dusíka.
Alkalické kovy majú najnižšiu ionizačnú energiu, preto majú výrazné kovové vlastnosti, najvyššiu ionizačnú energiu majú inertné plyny.
Elektrónová afinita– energia uvoľnená pri pripojení elektrónu na neutrálny atóm. Elektrónová afinita, podobne ako ionizačná energia, sa zvyčajne vyjadruje v elektrónvoltoch. Najvyššia elektrónová afinita je pre halogény, najnižšia pre alkalické kovy. V tabuľke 4.2 sú uvedené elektrónové afinity k atómom niektorých prvkov.
Tabuľka 4.2.
Elektrónové afinity atómov niektorých prvkov
Elektronegativita- schopnosť atómu v molekule alebo ióne priťahovať valenčné elektróny od iných atómov. Elektronegativita (EO) ako kvantitatívna miera je približná hodnota. Bolo navrhnutých asi 20 stupníc elektronegativity, z ktorých najznámejšia je škála vyvinutá L. Paulingom. Na obr. 4.7 sú uvedené hodnoty EO podľa Paulinga.
Ryža. 4.7. Elektronegativita prvkov (podľa Paulinga)
Fluór je najviac elektronegatívny zo všetkých prvkov na Paulingovej stupnici. Jeho EO sa považuje za 4. Najmenej elektronegatívny je cézium. Vodík zaujíma strednú polohu, pretože pri interakcii s niektorými prvkami sa vzdáva elektrónu a pri interakcii s inými získava.
4.6. Acidobázické vlastnosti zlúčenín; Kosselov okruh
Na vysvetlenie povahy zmeny acidobázických vlastností zlúčenín prvkov navrhol Kossel (Nemecko) použiť jednoduchú schému založenú na predpoklade, že v molekulách existuje čisto iónová väzba a medzi iónmi prebieha Coulombova interakcia. . Kosselova schéma opisuje acidobázické vlastnosti zlúčenín obsahujúcich väzby E-H a E-O-H v závislosti od náboja jadra a polomeru prvku, ktorý ich tvorí.
Kosselov diagram pre dva hydroxidy kovov, ako je LiOH a KOH, je znázornený na obr. 4.8.
Ryža. 4.8. Kosselov diagram pre LiOH a KOH
Ako je zrejmé z prezentovaného diagramu, polomer iónu Li + je menší ako polomer iónu K + a skupina OH - je viazaná pevnejšie na lítny katión ako na draselný katión. Vďaka tomu bude KOH v roztoku ľahšie disociovať a základné vlastnosti hydroxidu draselného budú výraznejšie.
Podobným spôsobom môžete analyzovať Kosselovu schému pre dve zásady CuOH a Cu(OH) 2. Pretože polomer iónu Cu 2+ je menší a náboj je väčší ako polomer iónu Cu +, OH - skupina bude pevnejšie držaná iónom Cu 2+. V dôsledku toho bude zásada Cu(OH)2 slabšia ako CuOH.
teda sila báz sa zvyšuje so zvyšovaním polomeru katiónu a zmenšovaním jeho kladného náboja.
V hlavných podskupinách, zhora nadol, sa pevnosť báz zvyšuje, keď sa polomery iónov prvkov v tomto smere zväčšujú. V periódach zľava doprava sa polomery iónov prvkov zmenšujú a ich kladný náboj sa zvyšuje, takže sila báz v tomto smere klesá.
Kosselov diagram pre dve kyseliny bez kyslíka, napríklad HCl a HI, je znázornený na obr. 4.9
Ryža. 4.9. Kosselov diagram pre HCl a HI
Pretože polomer chloridového iónu je menší ako polomer jodidového iónu, ión H+ je silnejšie viazaný na anión v molekule kyseliny chlorovodíkovej, ktorá bude slabšia ako kyselina jodovodíková. teda sila anoxických kyselín sa zvyšuje so zvyšujúcim sa polomerom záporných iónov.
Sila kyselín obsahujúcich kyslík sa mení opačne. Zvyšuje sa, keď sa zmenšuje polomer iónu a zvyšuje sa jeho kladný náboj. Na obr. Obrázok 4.10 ukazuje Kosselov diagram pre dve kyseliny HClO a HClO 4.
Ryža. 4.10. Kosselov diagram pre HClO a HClO 4
Ión C1 7+ je pevne naviazaný na kyslíkový ión, takže protón sa v molekule HC1O 4 ľahšie odštiepi. Zároveň je väzba medzi iónom C1+ a iónom O2- menej pevná a v molekule HC1O bude protón silnejšie zadržiavaný aniónom O2-. Výsledkom je, že HCl04 bude silnejšia kyselina ako HClO.
Výhodou Kosselovej schémy je, že pomocou jednoduchého modelu umožňuje vysvetliť povahu zmien acidobázických vlastností zlúčenín v sérii podobných látok. Táto schéma je však čisto kvalitatívna. Umožňuje len porovnávať vlastnosti zlúčenín a neumožňuje určiť acidobázické vlastnosti ľubovoľne vybranej jedinej zlúčeniny. Nevýhodou tohto modelu je, že je založený len na elektrostatických konceptoch, pričom v prírode neexistuje čistá (stopercentná) iónová väzba.
4.7. Redoxné vlastnosti prvkov a ich zlúčenín
Zmenu v redoxných vlastnostiach jednoduchých látok je možné ľahko zistiť zvážením povahy zmeny elektronegativity zodpovedajúcich prvkov. V hlavných podskupinách zhora nadol elektronegativita klesá, čo vedie k zníženiu oxidačných vlastností a zvýšeniu redukčných vlastností v tomto smere. V obdobiach zľava doprava sa zvyšuje elektronegativita. V dôsledku toho sa v tomto smere znižujú redukčné vlastnosti jednoduchých látok a zvyšujú sa vlastnosti oxidačné. Silné redukčné činidlá sa teda nachádzajú v ľavom dolnom rohu periodickej sústavy prvkov (draslík, rubídium, cézium, bárium), zatiaľ čo silné oxidačné činidlá sa nachádzajú v jej pravom hornom rohu (kyslík, fluór, chlór).
Redoxné vlastnosti zlúčenín prvkov závisia od ich povahy, stupňa oxidácie prvkov, polohy prvkov v periodickej tabuľke prvkov a množstva ďalších faktorov.
V hlavných podskupinách zhora nadol klesajú oxidačné vlastnosti kyselín obsahujúcich kyslík, v ktorých majú atómy centrálneho prvku rovnaký oxidačný stav. Silnými oxidačnými činidlami sú kyselina dusičná a koncentrovaná kyselina sírová. Čím vyšší je kladný oxidačný stav prvku v zlúčenine, tým výraznejšie sú jeho oxidačné vlastnosti. Manganistan draselný a dvojchróman draselný majú silné oxidačné vlastnosti.
V hlavných podskupinách sa zhora nadol zvyšujú redukčné vlastnosti jednoduchých aniónov. Silnými redukčnými činidlami sú HI, H 2 S, jodidy a sulfidy.
Čitateľ tu nájde informácie o jednom z najdôležitejších zákonov, aké kedy človek objavil vo vedeckej oblasti - periodickom zákone Dmitrija Ivanoviča Mendelejeva. Oboznámite sa s jeho významom a vplyvom na chémiu, zvážime všeobecné ustanovenia, charakteristiky a podrobnosti periodického zákona, históriu objavu a hlavné ustanovenia.
Čo je periodický zákon
Periodický zákon je prírodný zákon základnej povahy, ktorý prvýkrát objavil D.I. Mendeleev už v roku 1869 a samotný objav nastal porovnaním vlastností niektorých chemických prvkov a v tom čase známych hodnôt atómovej hmotnosti.
Mendelejev tvrdil, že podľa jeho zákona jednoduché a zložité telesá a rôzne zlúčeniny prvkov závisia od ich periodickej typovej závislosti a od hmotnosti ich atómu.
Periodický zákon je jedinečný vo svojom druhu a je to spôsobené tým, že na rozdiel od iných základných zákonov prírody a vesmíru nie je vyjadrený matematickými rovnicami. Graficky nachádza svoje vyjadrenie v periodickej tabuľke chemických prvkov.
História objavovania
K objavu periodického zákona došlo v roku 1869, ale pokusy o systematizáciu všetkých známych x-tých prvkov začali už dávno predtým.
Prvý pokus o vytvorenie takéhoto systému urobil I. V. Debereiner v roku 1829. Všetky jemu známe chemické prvky zaradil do triád, ktoré sú navzájom spojené blízkosťou polovice súčtu atómových hmotností zahrnutých do tejto skupiny troch zložiek. . Po Debereinerovi sa pokúsil vytvoriť jedinečnú tabuľku klasifikácie prvkov A. de Chancourtois, ktorý nazval svoj systém „pozemská špirála“ a po ňom zostavil oktávu Newlands John Newlands. V roku 1864, takmer súčasne, William Olding a Lothar Meyer publikovali tabuľky vytvorené nezávisle od seba.
Periodický zákon bol vedeckej komunite predložený na posúdenie 8. marca 1869 a stalo sa tak počas stretnutia Ruskej spoločnosti. Dmitrij Ivanovič Mendelejev oznámil svoj objav pred všetkými a v tom istom roku vyšla Mendelejevova učebnica „Základy chémie“, kde bola prvýkrát uvedená ním vytvorená periodická tabuľka. O rok neskôr, v roku 1870, napísal článok a predložil ho Ruskej chemickej spoločnosti, kde sa prvýkrát použil koncept periodického zákona. V roku 1871 Mendelejev podrobne opísal svoj koncept vo svojom slávnom článku o periodickom zákone chemických prvkov.
Neoceniteľný prínos pre rozvoj chémie
Význam periodického zákona je pre vedeckú komunitu na celom svete neuveriteľne veľký. Je to spôsobené tým, že jeho objav dal silný impulz rozvoju chémie a iných prírodných vied, napríklad fyziky a biológie. Vzťah medzi prvkami a ich kvalitatívnymi chemickými a fyzikálnymi vlastnosťami bol otvorený, čo tiež umožnilo pochopiť podstatu konštrukcie všetkých prvkov podľa jedného princípu a dalo podnet k modernej formulácii pojmov o chemických prvkoch, konkretizovať poznatky. látok zložitej a jednoduchej štruktúry.
Použitie periodického zákona umožnilo vyriešiť problém chemickej predpovede a určiť dôvod správania známych chemických prvkov. V dôsledku toho istého zákona sa stala možná atómová fyzika, vrátane jadrovej energie. Tieto vedy zase umožnili rozšíriť obzory podstaty tohto zákona a prehĺbiť jeho pochopenie.
Chemické vlastnosti prvkov periodickej tabuľky
Chemické prvky sú v podstate prepojené vlastnosťami, ktoré sú im vlastné v stave voľného atómu alebo iónu, solvatované alebo hydratované, v jednoduchej látke a vo forme, ktorú môžu tvoriť ich početné zlúčeniny. Tieto vlastnosti však zvyčajne pozostávajú z dvoch javov: vlastností charakteristických pre atóm vo voľnom stave a pre jednoduchú látku. Existuje mnoho typov vlastností tohto typu, ale najdôležitejšie sú:
- Atómová ionizácia a jej energia v závislosti od polohy prvku v tabuľke, jeho poradové číslo.
- Energetická afinita atómu a elektrónu, ktorá podobne ako atómová ionizácia závisí od umiestnenia prvku v periodickej tabuľke prvkov.
- Elektronegativita atómu, ktorá nemá stálu hodnotu, ale môže sa meniť v závislosti od rôznych faktorov.
- Polomery atómov a iónov - tu sa spravidla používajú empirické údaje, ktoré súvisia s vlnovou povahou elektrónov v stave pohybu.
- Atomizácia jednoduchých látok - popis reaktívnych schopností prvku.
- Oxidačné stavy sú formálnou charakteristikou, ale javia sa ako jedna z najdôležitejších charakteristík prvku.
- Oxidačný potenciál pre jednoduché látky je meranie a indikácia potenciálu látky pôsobiť vo vodných roztokoch, ako aj úroveň prejavu redoxných vlastností.
Periodicita prvkov vnútorného a sekundárneho typu
Periodický zákon dáva pochopenie ďalšej dôležitej zložky prírody – vnútornej a sekundárnej periodicity. Vyššie uvedené oblasti štúdia atómových vlastností sú v skutočnosti oveľa zložitejšie, ako by sa mohlo zdať. Je to spôsobené tým, že prvky s, p, d tabuľky menia svoje kvalitatívne charakteristiky v závislosti od ich polohy v období (vnútorná periodicita) a skupine (sekundárna periodicita). Napríklad vnútorný proces prechodu prvku s z prvej skupiny do ôsmej na p-prvok sprevádzajú minimálne a maximálne body na krivke energetickej čiary ionizovaného atómu. Tento jav ukazuje vnútornú nestabilitu periodicity zmien vlastností atómu podľa jeho polohy v perióde.
Výsledky
Čitateľ teraz jasne chápe a definuje, čo je Mendelejevov periodický zákon, uvedomuje si jeho význam pre človeka a rozvoj rôznych vied a má predstavu o jeho moderných ustanoveniach a histórii jeho objavenia.
Periodický zákon D.I. Mendelejeva.
Vlastnosti chemických prvkov, a teda aj vlastnosti jednoduchých a zložitých telies, ktoré tvoria, sú periodicky závislé od veľkosti atómovej hmotnosti.
Fyzikálny význam periodického zákona.
Fyzikálny význam periodického zákona spočíva v periodickej zmene vlastností prvkov, v dôsledku periodicky sa opakujúcich e-tých obalov atómov, s dôsledným zvyšovaním n.
Moderná formulácia PZ D. I. Mendelejeva.
Vlastnosti chemických prvkov, ako aj vlastnosti nimi tvorených jednoduchých alebo zložitých látok, periodicky závisia od veľkosti náboja jadier ich atómov.
Periodická tabuľka prvkov.
Periodický systém je systém klasifikácií chemických prvkov vytvorený na základe periodického zákona. Periodická tabuľka stanovuje vzťahy medzi chemickými prvkami odrážajúcimi ich podobnosti a rozdiely.
Periodická tabuľka prvkov (existujú dva typy: krátke a dlhé).
Periodická tabuľka prvkov je grafickým znázornením periodickej sústavy prvkov, pozostáva zo 7 období a 8 skupín.
Otázka 10
Periodický systém a štruktúra elektronických obalov atómov prvkov.
Neskôr sa zistilo, že nielen sériové číslo prvku má hlboký fyzikálny význam, ale aj iné predtým diskutované pojmy postupne nadobúdali fyzikálny význam. Napríklad číslo skupiny označujúce najvyššiu valenciu prvku tak odhaľuje maximálny počet elektrónov v atóme konkrétneho prvku, ktorý sa môže podieľať na tvorbe chemickej väzby.
Ukázalo sa, že číslo periódy súvisí s počtom energetických hladín prítomných v elektrónovom obale atómu prvku daného obdobia.
Tak napríklad „súradnice“ cínu Sn (poradové číslo 50, perióda 5, hlavná podskupina skupiny IV) znamenajú, že v atóme cínu je 50 elektrónov, sú rozdelené na 5 energetických hladín, len 4 elektróny sú valenčné .
Fyzický význam nájdenia prvkov v podskupinách rôznych kategórií je mimoriadne dôležitý. Ukazuje sa, že pre prvky nachádzajúce sa v podskupinách kategórie I je nasledujúci (posledný) elektrón umiestnený na s-podúroveň vonkajšej úrovni. Tieto prvky patria do rodiny elektroniky. Pre atómy prvkov nachádzajúcich sa v podskupinách kategórie II je nasledujúci elektrón umiestnený na p-podúroveň vonkajšej úrovni. Ide o prvky elektrónovej rodiny „p.“ Ďalší 50. elektrón v atómoch cínu sa teda nachádza na p-podúrovni vonkajšej, t.j. 5. energetickej úrovni.
Pre atómy prvkov podskupín kategórie III sa nasledujúci elektrón nachádza na d-podúroveň, ale už na vonkajšej úrovni ide o prvky rodiny elektroniky „d“. V atómoch lantanoidov a aktinidov je ďalší elektrón umiestnený na f-podúrovni, pred vonkajšou úrovňou. Toto sú prvky elektronickej rodiny "f".
Nie je preto náhoda, že počty podskupín týchto 4 kategórií uvedených vyššie, teda 2-6-10-14, sa zhodujú s maximálnym počtom elektrónov v podúrovniach s-p-d-f.
Ukazuje sa však, že je možné vyriešiť otázku poradia plnenia elektrónového obalu a odvodiť elektrónový vzorec pre atóm akéhokoľvek prvku na základe periodického systému, ktorý s dostatočnou jasnosťou označuje úroveň a podúroveň každého prvku. postupný elektrón. Periodický systém tiež označuje umiestnenie prvkov jeden po druhom do periód, skupín, podskupín a rozdelenie ich elektrónov medzi úrovne a podúrovne, pretože každý prvok má svoj vlastný, charakterizujúci jeho posledný elektrón. Ako príklad sa pozrime na zostavenie elektrónového vzorca pre atóm prvku zirkónium (Zr). Periodický systém udáva ukazovatele a „súradnice“ tohto prvku: poradové číslo 40, perióda 5, skupina IV, sekundárna podskupina Prvé závery: a) celkovo je 40 elektrónov, b) týchto 40 elektrónov je distribuovaných na piatich energetických úrovniach; c) zo 40 elektrónov sú len 4 valenčné, d) ďalší 40. elektrón vstúpil do podúrovne d pred vonkajšou, t. j. št. súradnice budú zakaždým iné.
