Obsah článku
PERIODICKÁ TABUĽKA PRVKOV je klasifikácia chemických prvkov v súlade s periodickým zákonom, ktorá stanovuje periodickú zmenu vlastností chemických prvkov so zvyšovaním ich atómovej hmotnosti spojenú so zvýšením náboja jadra ich atómov; preto sa náboj jadra atómu zhoduje s poradovým číslom prvku v periodickej sústave a je tzv. atómový číslo prvok. Periodický systém prvkov je zostavený vo forme tabuľky (periodická tabuľka prvkov), v ktorej vodorovných riadkoch - obdobia- dochádza k postupnej zmene vlastností prvkov a pri prechode z jedného obdobia do druhého - k periodickému opakovaniu spoločných vlastností; zvislé stĺpce - skupiny- kombinovať prvky s podobnými vlastnosťami. Periodický systém umožňuje bez špeciálneho skúmania dozvedieť sa o vlastnostiach prvku len na základe známych vlastností prvkov susediacich v skupine alebo období. Fyzikálne a chemické vlastnosti (stav agregátu, tvrdosť, farba, valencia, ionizácia, stabilita, metalickosť alebo nemetalita atď.) možno predpovedať pre prvok na základe periodickej tabuľky.
Koncom 18. a začiatkom 19. stor. chemici sa snažili vytvoriť klasifikácie chemických prvkov v súlade s ich fyzikálnymi a chemickými vlastnosťami, najmä na základe agregovaného stavu prvku, špecifickej hmotnosti (hustoty), elektrickej vodivosti, kovovosti - nekovovosti, zásaditosti - kyslosti, atď.
Klasifikácia podľa "atómovej hmotnosti"
(t. j. relatívnou atómovou hmotnosťou).
Proutova hypotéza.
| Tabuľka 1. PERIODICKÁ TABUĽKA PRVKOV PUBLIKOVANÝCH MENDELEEVOM V ROKU 1869 (prvá verzia) |
|||||
| 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 | ||
| Be = 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 | 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 | La = 94 | ||||
| Yt = 60 | Di = 95 | ||||
| v = 75,6 | th = 118 | ||||
| Tabuľka 2. UPRAVENÁ MENDELEEVOVA TABUĽKA | |||||||||||||||||||||||||
| Skupina | ja | II | III | IV | V | VI | VII | VIII | 0 | ||||||||||||||||
| Oxidový alebo hydridový vzorec Podskupina |
R2O | RO | R203 | RH4 RO 2 |
RH 3 R205 |
RH 2 RO 3 |
RH R207 |
||||||||||||||||||
| Obdobie 1 | 1 H Vodík 1,0079 |
2 On hélium 4,0026 |
|||||||||||||||||||||||
| Obdobie 2 | 3 Li Lítium 6,941 |
4 buď Berýlium 9,0122 |
5 B Bor 10,81 |
6 C Uhlík 12,011 |
7 N Dusík 14,0067 |
8 O Kyslík 15,9994 |
9 F Fluór 18,9984 |
10 Nie Neon 20,179 |
|||||||||||||||||
| Obdobie 3 | 11 Na Sodík 22,9898 |
12 mg horčík 24,305 |
13 Al hliník 26,9815 |
14 Si kremík 28,0855 |
15 P Fosfor 30,9738 |
16 S Síra 32,06 |
17 Cl Chlór 35,453 |
18 Ar argón 39,948 |
|||||||||||||||||
| Obdobie 4 | 19 K Draslík 39,0983 29 Cu Meď 63,546 |
20 Ca Vápnik 40,08 30 Zn Zinok 65,39 |
21 sc Scandium 44,9559 31 Ga Gálium 69,72 |
22 Ti titán 47,88 32 Ge Germánium 72,59 |
23 V Vanád 50,9415 33 Ako Arzén 74,9216 |
24 Cr Chromium 51,996 34 Se Selén 78,96 |
25 Mn mangán 54,9380 35 Br bróm 79,904 |
26 Fe železo 55,847 |
27 spol kobalt 58,9332 |
28 Ni nikel 58,69 |
36 |
||||||||||||||
| Obdobie 5 | 37 Rb Rubidium 85,4678 47 Ag Strieborná 107,868 |
38 Sr stroncium 87,62 48 CD kadmium 112,41 |
39 Y Ytrium 88,9059 49 In Indium 114,82 |
40 Zr Zirkónium 91,22 50 sn Cín 118,69 |
41 Pozn niób 92,9064 51 Sb Antimón 121,75 |
42 Mo molybdén 95,94 52 Te Telúr 127,60 |
43 Tc technécium 53 ja jód 126,9044 |
44 Ru ruténium 101,07 |
45 Rh Rhodium 102,9055 |
46 Pd paládium 106,4 |
54 |
||||||||||||||
| Obdobie 6 | 55 Čs Cézium 132,9054 79 Au Zlato 196,9665 |
56 Ba bárium 137,33 80 hg Merkúr 200,59 |
57* La Lantán 138,9055 81 Tl Tálium 204,38 |
72 hf hafnium 178,49 82 Pb Viesť 207,21 |
73 Ta tantal 180,9479 83 Bi bizmut 208,9804 |
74 W Volfrám 183,85 84 Po polónium |
75 Re rénium 186,207 85 o astatín |
76 Os Osmium 190,2 |
77 Ir Iridium 192,2 |
78 Pt Platina 195,08 |
86 |
||||||||||||||
| Obdobie 7 | 87 O Francúzsko |
88 Ra Rádium 226,0254 |
89** AC aktinium 227,028 |
104 | 105 | 106 | 107 | 108 | 109 | ||||||||||||||||
| * | 58 Ce 140,12 |
59 Pr 140,9077 |
60 Nd 144,24 |
61 Popoludnie |
62 sm 150,36 |
63 EÚ 151,96 |
64 Gd 157,25 |
65 Tb 158,9254 |
66 D Y 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 Am |
96 cm |
97 bk |
98 porov |
99 Es |
100 fm |
101 md |
102 č |
103 lr |
|||||||||||
| * Lantanoidy: cér, prazeodým, neodým, promethium, samárium, európium, gadolínium, terbium, dysprózium, holmium, erbium, thulium, ytterbium, lutécium. ** Aktinidy: tórium, protaktínium, urán, neptúnium, plutónium, amerícium, kúrium, berkelium, kalifornium, einsteinium, fermium, mendelevium, nobelium, lawrencium. Poznámka. Atómové číslo je uvedené nad symbolom prvku, atómová hmotnosť je uvedená pod symbolom prvku. Hodnota v zátvorkách je hmotnostné číslo izotopu s najdlhšou životnosťou. |
|||||||||||||||||||||||||
Obdobia.
V tejto tabuľke Mendelejev usporiadal prvky do vodorovných riadkov - bodiek. Tabuľka začína veľmi krátkou periódou obsahujúcou iba vodík a hélium. Nasledujúce dve krátke obdobia obsahujú každé 8 prvkov. Potom nasledujú štyri dlhé obdobia. Všetky periódy okrem prvej začínajú alkalickým kovom (Li, Na, K, Rb, Cs) a všetky periódy končia vzácnym plynom. V 6. perióde je séria 14 prvkov – lantanoidov, ktorá formálne nemá v tabuľke miesto a býva umiestnená pod stolom. Ďalšia podobná séria - aktinidy - je v 7. období. Táto séria zahŕňa prvky vyrobené v laboratóriu, napríklad bombardovaním uránu subatomárnymi časticami, a je tiež umiestnená pod lantanoidmi pod stolom.
Skupiny a podskupiny.
Keď sú obdobia usporiadané pod sebou, prvky sú usporiadané do stĺpcov, ktoré tvoria skupiny očíslované 0, I, II, ..., VIII. Očakáva sa, že prvky v každej skupine budú vykazovať podobné všeobecné chemické vlastnosti. Ešte väčšia podobnosť sa pozoruje u prvkov v podskupinách (A a B), ktoré sú tvorené prvkami všetkých skupín okrem 0 a VIII. Podskupina A sa nazýva hlavná podskupina a podskupina B sa nazýva sekundárna podskupina. Niektoré rodiny majú názvy, ako napríklad alkalické kovy (skupina IA), kovy alkalických zemín (skupina IIA), halogény (skupina VIIA) a vzácne plyny (skupina 0). Skupina VIII obsahuje prechodné kovy Fe, Co a Ni; Ru, Rh a Pd; Os, Ir a Pt. Keďže sa nachádzajú uprostred dlhých období, tieto prvky sú si navzájom viac podobné ako prvky pred nimi a po nich. Vo viacerých prípadoch dochádza k porušeniu poradia zvyšovania atómových hmotností (presnejšie atómových hmotností), napríklad pri pároch telúr a jód, argón a draslík. Toto „porušenie“ je nevyhnutné na zachovanie podobnosti prvkov v podskupinách.
Kovy, nekovy.
Uhlopriečka od vodíka po radón zhruba rozdeľuje všetky prvky na kovy a nekovy, pričom nekovy sú nad uhlopriečkou. (Medzi nekovy patrí 22 prvkov – H, B, C, Si, N, P, As, O, S, Se, Te, halogény a inertné plyny, kovy – všetky ostatné prvky.) Pozdĺž tejto línie sú prvky, ktoré majú nejaké vlastnosti kovov a nekovov (metaloidy sú pre takéto prvky zastaraný názov). Pri posudzovaní vlastností podľa podskupín zhora nadol sa pozoruje zvýšenie kovových vlastností a oslabenie nekovových vlastností.
Valence.
Najvšeobecnejšia definícia valencie prvku je schopnosť jeho atómov spájať sa s inými atómami v určitých pomeroch. Niekedy je valencia prvku nahradená pojmom oxidačného stavu (s.o.), ktorý je mu blízky. Oxidačný stav zodpovedá náboju, ktorý by atóm získal, keby sa všetky elektrónové páry jeho chemických väzieb posunuli smerom k elektronegatívnym atómom. V každom období, zľava doprava, dochádza k zvýšeniu kladného oxidačného stavu prvkov. Prvky skupiny I majú sd rovný +1 a oxidový vzorec R20, prvky skupiny II - respektíve +2 a RO atď. Prvky s negatívnou s.d. sú v skupinách V, VI a VII; predpokladá sa, že uhlík a kremík, ktoré patria do skupiny IV, nemajú negatívny oxidačný stav. Halogény s oxidačným stavom –1 tvoria zlúčeniny s vodíkom so zložením RH. Vo všeobecnosti kladný oxidačný stav prvkov zodpovedá číslu skupiny a záporný sa rovná rozdielu osem mínus číslo skupiny. Z tabuľky nie je možné určiť prítomnosť alebo neprítomnosť iných oxidačných stavov.
Fyzikálny význam atómového čísla.
Skutočné pochopenie periodickej tabuľky je možné len na základe moderných predstáv o štruktúre atómu. Atómové číslo prvku v periodickej tabuľke je pre pochopenie chemických vlastností oveľa dôležitejšie ako jeho atómová hmotnosť (t. j. relatívna atómová hmotnosť).
Štruktúra atómu.
V roku 1913 N. Bohr použil jadrový model štruktúry atómu na vysvetlenie spektra atómu vodíka, najľahšieho a teda aj najjednoduchšieho atómu. Bohr navrhol, že atóm vodíka pozostáva z jedného protónu, ktorý tvorí jadro atómu, a jedného elektrónu, ktorý sa točí okolo jadra.
Definícia pojmu atómové číslo.
V roku 1913 A. van den Broek navrhol, aby sa atómové číslo prvku – jeho atómové číslo – identifikovalo s počtom elektrónov obiehajúcich okolo jadra neutrálneho atómu a s kladným nábojom atómového jadra v jednotkách elektrónový náboj. Bolo však potrebné experimentálne potvrdiť identitu náboja atómu a atómového čísla. Bohr ďalej predpokladal, že charakteristická röntgenová emisia prvku by sa mala riadiť rovnakým zákonom ako spektrum vodíka. Ak sa teda atómové číslo Z stotožňuje s nábojom jadra v jednotkách náboja elektrónu, potom by frekvencie (vlnové dĺžky) zodpovedajúcich čiar v röntgenových spektrách rôznych prvkov mali byť úmerné Z 2, štvorcu atómové číslo prvku.
V rokoch 1913-1914 G. Moseley, ktorý študoval charakteristické röntgenové žiarenie atómov rôznych prvkov, získal brilantné potvrdenie Bohrovej hypotézy. Moseleyho práca tak potvrdila van den Broekov predpoklad, že atómové číslo prvku je totožné s nábojom jeho jadra; atómové číslo, nie atómová hmotnosť, je skutočným základom na určenie chemických vlastností prvku.
Periodicita a atómová štruktúra.
Bohrova kvantová teória štruktúry atómu sa vyvinula počas dvoch desaťročí po roku 1913. Bohrovo navrhované „kvantové číslo“ sa stalo jedným zo štyroch kvantových čísel potrebných na charakterizáciu energetického stavu elektrónu. V roku 1925 W. Pauli sformuloval svoj slávny „zásada zákazu“ (Pauliho princíp), podľa ktorej v atóme nemôžu byť dva elektróny, v ktorých by boli všetky kvantové čísla rovnaké. Keď sa tento princíp aplikoval na elektronické konfigurácie atómov, periodická tabuľka získala fyzikálny základ. Keďže atómové číslo Z, t.j. Ak sa zvýši kladný náboj jadra atómu, potom sa musí zvýšiť aj počet elektrónov, aby sa zachovala elektroneutralita atómu. Tieto elektróny určujú chemické „správanie“ atómu. Podľa Pauliho princípu, keď sa hodnota kvantového čísla zvyšuje, elektróny vypĺňajú elektrónové vrstvy (škrupiny), začínajúc od tých, ktoré sú najbližšie k jadru. Najstabilnejšia je dokončená vrstva, ktorá je naplnená všetkými elektrónmi podľa Pauliho princípu. Preto sú vzácne plyny ako hélium a argón, ktoré majú úplne dokončené elektronické štruktúry, odolné voči akémukoľvek chemickému útoku.
Elektronické konfigurácie.
V nasledujúcej tabuľke sú uvedené možné počty elektrónov pre rôzne energetické stavy. Hlavné kvantové číslo n= 1, 2, 3,... charakterizuje energetickú hladinu elektrónov (1. hladina sa nachádza bližšie k jadru). Orbitálne kvantové číslo l = 0, 1, 2,..., n– 1 charakterizuje orbitálny moment hybnosti. Orbitálne kvantové číslo je vždy menšie ako hlavné kvantové číslo a jeho maximálna hodnota sa rovná hlavnému kvantovému číslu mínus 1. Každá hodnota l zodpovedá určitému typu orbitálu - s, p, d, f... (toto označenie pochádza zo spektroskopického názvoslovia z 18. storočia, kedy boli rôzne série pozorovaných spektrálnych čiar tzv. s harfa, p poručiteľ, d difúzne a f nepodstatné).
| Tabuľka 3. POČET ELEKTRONOV V RÔZNYCH ENERGETICKÝCH STAVOCH ATÓMU | |||
| Hlavné kvantové číslo | Orbitálne kvantové číslo | Počet elektrónov na obale | Označenie energetického stavu (orbitálny typ) |
| 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 |
Krátke a dlhé obdobia.
Najnižší úplne dokončený elektrónový obal (orbitál) je označený 1 s a je realizovaný v héliu. Ďalšie úrovne - 2 s a 2 p- zodpovedajú vybudovaniu obalov atómov prvkov 2. periódy a pri plnom vybudovaní pre neón obsahujú spolu 8 elektrónov. Keď sa hodnoty hlavného kvantového čísla zvyšujú, energetický stav najnižšieho orbitálneho čísla väčšieho princípu môže byť nižší ako energetický stav najvyššieho orbitálneho kvantového čísla zodpovedajúceho menšiemu princípu. Takže energetický stav 3 d vyššie ako 4 s, takže prvky 3. periódy sú vybudované 3 s- a 3 p-orbitály, končiace vytvorením stabilnej štruktúry vzácneho plynu argón. Nasleduje sekvenčná budova 4 s-, 3d- a 4 p-orbitály pre prvky 4. periódy, do dokončenia vonkajšieho stabilného elektrónového obalu 18 elektrónov pre kryptón. To vedie k objaveniu sa prvého dlhého obdobia. Podobne budova 5 s-, 4d- a 5 p-orbitály atómov prvkov 5. (t.j. druhej dlhej) periódy, končiace elektrónovou štruktúrou xenónu.
Lantanoidy a aktinidy.
Sekvenčné plnenie elektrónmi 6 s-, 4f-, 5d- a 6 p-orbitály prvkov 6. (t.j. tretej dlhej) periódy vedie k objaveniu sa nových 32 elektrónov, ktoré tvoria štruktúru posledného prvku tejto periódy - radónu. Počnúc 57. prvkom, lantánom, je postupne usporiadaných 14 prvkov, ktoré sa len málo líšia chemickými vlastnosťami. Tvoria sériu lantanoidov alebo prvkov vzácnych zemín, v ktorých 4 f- škrupina obsahujúca 14 elektrónov.
Séria aktinoidov, ktorá sa nachádza za aktiniom (atómové číslo 89), sa vyznačuje tvorbou 5 f- škrupiny; zahŕňa tiež 14 prvkov, ktoré sú veľmi podobné chemickými vlastnosťami. Prvok s atómovým číslom 104 (rutherfordium), ktorý nasleduje po poslednom z aktinoidov, sa už líši chemickými vlastnosťami: ide o analóg hafnia. Pre prvky po rutherfordium sú akceptované tieto názvy: 105 - dubnium (Db), 106 - seaborgium (Sg), 107 - bohrium (Bh), 108 - hassium (Hs), 109 - meitnerium (Mt).
Aplikácia periodickej tabuľky.
Znalosť periodickej tabuľky umožňuje chemikovi predpovedať s určitou mierou presnosti vlastnosti akéhokoľvek prvku skôr, ako s ním začne pracovať. Metalurgovia napríklad považujú periodickú tabuľku za užitočnú pri vytváraní nových zliatin, keďže pomocou periodickej tabuľky možno jeden z kovov zliatiny nahradiť výberom náhrady zaň spomedzi susedov v tabuľke tak, aby stupeň pravdepodobnosti, nedôjde k výraznej zmene vlastností z nich vytvorených.zliatina.
1. Zadajte názov prvku, jeho označenie. Určte sériové číslo prvku, číslo obdobia, skupinu, podskupinu. Uveďte fyzický význam parametrov systému - sériové číslo, číslo periódy, číslo skupiny. Zdôvodnite pozíciu v podskupine.
2. Uveďte počet elektrónov, protónov a neutrónov v atóme prvku, jadrový náboj, hmotnostné číslo.
3. Vytvorte úplný elektronický vzorec prvku, určte rodinu elektrónov, priraďte jednoduchú látku do triedy kovov alebo nekovov.
4. Nakreslite graficky elektronickú štruktúru prvku (alebo posledné dve úrovne).
5. Graficky znázornite všetky možné valenčné stavy.
6. Uveďte počet a typ valenčných elektrónov.
7. Uveďte všetky možné valencie a oxidačné stavy.
8. Napíšte vzorce oxidov a hydroxidov pre všetky valenčné stavy. Uveďte ich chemickú povahu (odpoveď potvrďte rovnicami príslušných reakcií).
9. Uveďte vzorec zlúčeniny vodíka.
10. Pomenujte rozsah tohto prvku
Riešenie. Scandium zodpovedá prvku s atómovým číslom 21 v PSE.
1. Prvok je v období IV. Číslo periódy znamená počet energetických hladín v atóme tohto prvku, má ich 4. Skandium sa nachádza v 3. skupine - na vonkajšej úrovni 3. elektrónu; vo vedľajšej skupine. Preto sú jeho valenčné elektróny v podúrovni 4s a 3d. Sériové číslo sa číselne zhoduje s nábojom jadra atómu.
2. Náboj jadra atómu skandia je +21.
Počet protónov a elektrónov je 21.
Počet neutrónov A–Z = 45 – 21 = 24.
Celkové zloženie atómu: ( 
).
3. Úplný elektronický vzorec skandia:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 .
Rodina elektrónov: d-prvok, ako v procese plnenia
d-orbitály. Elektrónová štruktúra atómu končí s-elektrónmi, takže skandium vykazuje kovové vlastnosti; jednoduchá látka - kov.
4. Elektronická grafická konfigurácia vyzerá takto:
5. Možné valenčné stavy v dôsledku počtu nespárovaných elektrónov:
- v základnom stave:
– v skandiu v excitovanom stave sa elektrón z orbitálu 4s presunie do voľného 4p orbitálu, jeden nepárový d-elektrón zvyšuje valenčné schopnosti skandia.
Sc má tri valenčné elektróny v excitovanom stave.
6. Možné valencie sú v tomto prípade určené počtom nespárovaných elektrónov: 1, 2, 3 (alebo I, II, III). Možné oxidačné stavy (odrážajúce počet vytesnených elektrónov) +1, +2, +3 (keďže skandium je kov).
7. Najcharakteristickejšia a najstabilnejšia valencia III, oxidačný stav +3. Prítomnosť iba jedného elektrónu v stave d je zodpovedná za nízku stabilitu konfigurácie 3d 1 4s 2.
Scandium a jeho analógy na rozdiel od iných d-prvkov vykazujú konštantný oxidačný stav +3, čo je najvyšší oxidačný stav a zodpovedá číslu skupiny.
8. Vzorce oxidov a ich chemická podstata:
forma vyššieho oxidu - (amfotérna);
hydroxidové vzorce: – amfotérne.
Reakčné rovnice potvrdzujúce amfotérny charakter oxidov a hydroxidov:
(škandál lítia),
(chlorid skandium),
( hexahydroxokandiát draselný (III) ),
(síran skandium).
9. Netvorí zlúčeniny s vodíkom, keďže je vo vedľajšej podskupine a je d-prvkom.
10. Zlúčeniny skandia sa používajú v polovodičovej technike.
Príklad 2 Ktorý z týchto dvoch prvkov, mangán alebo bróm, má výraznejšie kovové vlastnosti?
Riešenie. Tieto prvky sú v štvrtom období. Zapisujeme si ich elektronické vzorce:
Mangán je d-prvok, t.j. prvok vedľajšej podskupiny, a bróm je
p-prvok hlavnej podgrupy tej istej skupiny. Na vonkajšej elektronickej úrovni má atóm mangánu iba dva elektróny, zatiaľ čo atóm brómu ich má sedem. Polomer atómu mangánu je menší ako polomer atómu brómu s rovnakým počtom elektrónových obalov.
Spoločným vzorom pre všetky skupiny obsahujúce p- a d-prvky je prevaha kovových vlastností v d-prvkoch.
Kovové vlastnosti mangánu sú teda výraznejšie ako vlastnosti brómu.
Veľký ruský vedec D.I., ktorý študoval vlastnosti prvkov usporiadaných za sebou vo vzostupnom poradí ich atómových hmotností. Mendelejev v roku 1869 odvodil zákon periodicity:
vlastnosti prvkov, a teda vlastnosti nimi tvorených jednoduchých a zložitých telies, sú v periodickej závislosti od veľkosti atómových hmotností prvkov.
moderná formulácia Mendelejevovho periodického zákona:
Vlastnosti chemických prvkov, ako aj formy a vlastnosti zlúčenín prvkov sú v periodickej závislosti od náboja ich jadier.
Počet protónov v jadre určuje hodnotu kladného náboja jadra a podľa toho aj poradové číslo Z prvku v periodickej sústave. Celkový počet protónov a neutrónov je tzv hmotnosť číslo A, približne sa rovná hmotnosti jadra. Takže počet neutrónov (N) v jadre možno nájsť podľa vzorca:
N = A - Z.
Elektronická konfigurácia- vzorec na usporiadanie elektrónov v rôznych elektrónových obaloch atómovo-chemického prvku
Alebo molekuly.
17. Kvantové čísla a poradie plnících energetických hladín a orbitálov v atómoch. Pravidlá Klechkovského
Poradie distribúcie elektrónov na energetických úrovniach a podúrovniach v obale atómu sa nazýva jeho elektronická konfigurácia. Stav každého elektrónu v atóme je určený štyrmi kvantovými číslami:
1. Hlavné kvantové číslo n charakterizuje v najväčšej miere energiu elektrónu v atóme. n = 1, 2, 3.... Elektrón má najnižšiu energiu pri n = 1, pričom je najbližšie k atómovému jadru.
2. Orbitálne (bočné, azimutálne) kvantové číslo l určuje tvar elektrónového oblaku a v malej miere aj jeho energiu. Pre každú hodnotu hlavného kvantového čísla n môže mať orbitálne kvantové číslo nulu a niekoľko celočíselných hodnôt: l = 0…(n-1)
Stavy elektrónu charakterizované rôznymi hodnotami l sa zvyčajne nazývajú energetické podúrovne elektrónu v atóme. Každá podúroveň je označená určitým písmenom, zodpovedá určitej forme elektrónového oblaku (orbitálu).
3. Magnetické kvantové číslo m l určuje možné orientácie elektrónového oblaku v priestore. Počet takýchto orientácií je určený počtom hodnôt, ktoré môže mať magnetické kvantové číslo:
ml = -l, ...0,...+l
Počet takýchto hodnôt pre konkrétny l: 2l+1
Respektíve: pre s-elektróny: 2·0 +1=1 (sférický orbitál môže byť orientovaný len jedným spôsobom);
4. Spinové kvantové číslo m s o odráža prítomnosť vlastnej hybnosti elektrónu.
Kvantové číslo spinu môže mať iba dve hodnoty: m s = +1/2 alebo –1/2
Distribúcia elektrónov v multielektrónových atómoch prebieha podľa troch princípov:
Pauliho princíp
Atóm nemôže mať elektróny, ktoré majú rovnakú sadu všetkých štyroch kvantových čísel.
2. Hundovo pravidlo(pravidlo električky)
V najstabilnejšom stave atómu sú elektróny umiestnené v elektronickej podúrovni, takže ich celkový spin je maximálny. Podobne ako pri obsadzovaní dvojsedadiel v prázdnej električke, ktorá sa blíži k zastávke - najprv si na dvojsedadlá (a elektróny na orbitáloch) po jednom sadajú ľudia, ktorí sa nepoznajú, a až keď sa minú prázdne dvojsedačky v r. dva.
Princíp minimálnej energie (Pravidlá V.M. Klechkovského, 1954)
1) S nárastom náboja jadra atómu dochádza k postupnému zapĺňaniu elektrónových orbitálov od orbitálov s menšou hodnotou súčtu hlavného a orbitálneho piateho čísla (n + l) k orbitálom s väčšou hodnotou. túto sumu.
2) Pre rovnaké hodnoty súčtu (n + l) dochádza k vyplneniu orbitálov postupne v smere zvyšovania hodnoty hlavného kvantového čísla.
18. Metódy modelovania chemických väzieb: metóda valenčných väzieb a metóda molekulových orbitálov.
Metóda valenčnej väzby
Najjednoduchšia je metóda valenčných väzieb (BC), ktorú v roku 1916 navrhol americký fyzikálny chemik Lewis.
Metóda valenčných väzieb uvažuje chemickú väzbu ako výsledok priťahovania jadier dvoch atómov k jednému alebo viacerým elektrónovým párom, ktoré sú im spoločné. Takáto dvojelektrónová a dvojstredová väzba, lokalizovaná medzi dvoma atómami, sa nazýva kovalentná.
V zásade sú možné dva mechanizmy tvorby kovalentnej väzby:
1. Párovanie elektrónov dvoch atómov pod podmienkou opačnej orientácie ich spinov;
2. Interakcia donor-akceptor, pri ktorej sa hotový elektrónový pár jedného z atómov (donor) stáva bežným v prítomnosti energeticky výhodného voľného orbitálu iného atómu (akceptora).
IV - VII - veľké obdobia, pretože pozostávajú z dvoch radov (párny a nepárny) prvkov.
V párnych radoch veľkých periód sú typické kovy. Nepárny rad začína kovom, potom sa kovové vlastnosti oslabujú a nekovové vlastnosti pribúdajú, perióda končí inertným plynom.
Skupina je zvislý rad chem. prvky spojené chem. vlastnosti.
Skupina
hlavná podskupina sekundárna podskupina
Hlavná podskupina zahŕňa Sekundárna podskupina zahŕňa
prvky malých aj veľkých prvkov len veľkých období.
obdobia.
H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr Cu, Ag, Au
malý veľký veľký
Pre prvky kombinované v rovnakej skupine sú charakteristické tieto vzory:
1. Najvyššia mocnosť prvkov v zlúčeninách s kyslíkom(až na pár výnimiek) zodpovedá číslu skupiny.
Prvky sekundárnych podskupín môžu tiež vykazovať inú vyššiu valenciu. Napríklad Cu - prvok I. skupiny vedľajšej podskupiny - tvorí oxid Cu 2 O. Najbežnejšie sú však zlúčeniny dvojmocnej medi.
2. V hlavných podskupinách(zhora nadol) s nárastom atómových hmotností sa kovové vlastnosti prvkov zvyšujú a nekovové oslabujú.
Štruktúra atómu.
Vedu dlho ovládal názor, že atómy sú nedeliteľné, t.j. neobsahujú jednoduchšie komponenty.
Koncom 19. storočia sa však zistilo množstvo faktov, ktoré svedčili o zložitom zložení atómov a možnosti ich vzájomných premien.
Atómy sú zložité útvary postavené z menších štruktúrnych jednotiek.
|
|
ē - elektrón - mimo jadra
Pre chémiu je veľmi zaujímavá štruktúra elektrónového obalu atómu. Pod elektrónový obal pochopiť súhrn všetkých elektrónov v atóme. Počet elektrónov v atóme sa rovná počtu protónov, t.j. atómové číslo prvku, pretože atóm je elektricky neutrálny.
Najdôležitejšou charakteristikou elektrónu je energia jeho väzby s atómom. Elektróny s podobnými energetickými hodnotami tvoria jeden elektronická vrstva.
Každá chem. prvok v periodickej tabuľke bol očíslovaný.
Volá sa číslo, ktoré dostane každý prvok sériové číslo.
Fyzický význam sériového čísla:
1. Aké je poradové číslo prvku, taký je náboj jadra atómu.
2. Okolo jadra obieha rovnaký počet elektrónov.
Z = p + Z - číslo prvku
n 0 \u003d A - Z
n 0 \u003d A - p + A - atómová hmotnosť prvku
n 0 \u003d A - ē
Napríklad Li.
Fyzikálny význam čísla obdobia.
V akom období sa prvok nachádza, koľko elektrónových obalov (vrstiev) bude mať.
| |
Nie +2 | |
| |
Určenie maximálneho počtu elektrónov v jednom elektrónovom obale.
Periodický zákon D.I Mendelejeva.
Vlastnosti chemických prvkov, a teda aj vlastnosti jednoduchých a zložitých telies, ktoré tvoria, sú v periodickej závislosti 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 postupným zvyšovaním n.
Moderná formulácia PZ D. I. Mendelejeva.
Vlastnosť chemických prvkov, ako aj vlastnosť nimi tvorených jednoduchých alebo zložitých látok je v periodickej závislosti od veľkosti náboja jadier ich atómov.
Periodický systém prvkov.
Periodický systém - systém klasifikácií chemických prvkov, vytvorený na základe periodického zákona. Periodický systém – vytvára vzťahy medzi chemickými prvkami odrážajúcimi ich podobnosti a rozdiely.
Periodická tabuľka prvkov (sú dva typy: krátke a dlhé).
Periodická tabuľka prvkov je grafickým znázornením periodickej tabuľky prvkov, pozostáva zo 7 období a 8 skupín.
Otázka 10
Periodický systém a štruktúra elektrónových obalov atómov prvkov.
Neskôr sa zistilo, že nielen sériové číslo prvku má hlboký fyzikálny význam, ale aj iné pojmy, o ktorých sa predtým uvažovalo, postupne nadobúdali fyzikálny význam. Napríklad číslo skupiny označujúce najvyššiu valenciu prvku tak odhaľuje maximálny počet elektrónov atómu 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 IV. skupiny) znamenajú, že v atóme cínu je 50 elektrónov, sú rozložené na 5 energetických úrovniach, 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 sa ďalší (posledný) elektrón nachádza na s-podúroveň vonkajšia úroveň. Tieto prvky patria do rodiny elektroniky. Pre atómy prvkov nachádzajúcich sa v podskupinách kategórie II je nasledujúci elektrón umiestnený na p-podúroveň vonkajšia úroveň. Sú to prvky elektrónovej rodiny „p.“ Ďalší 50. elektrón atómov cínu sa teda nachádza na p-podúrovni vonkajšej, t.j. 5. energetickej hladiny.
Pre atómy prvkov podskupín kategórie III sa nasledujúci elektrón nachádza na d-podúroveň, ale už pred externou úrovňou sú to prvky elektronickej rodiny "d". Pre atómy lantanoidov a aktinidov je nasledujúci 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 problém poradia plnenia elektrónového obalu a odvodiť elektrónový vzorec pre atóm akéhokoľvek prvku a na základe periodického systému, ktorý jasne označuje úroveň a podúroveň každého nasledujúceho elektrón. Periodický systém tiež označuje umiestnenie prvkov za sebou do periód, skupín, podskupín a rozloženie ich elektrónov podľa úrovní a podúrovní, pretože každý prvok má svoj vlastný, charakterizujúci jeho posledný elektrón. Ako príklad analyzujme zostavenie elektrónového vzorca pre atóm prvku zirkónium (Zr). Periodický systém udáva ukazovatele a „súradnice“ tohto prvku: poradové číslo 40, perióda 5, skupina IV, vedľajšia podskupina. Prvé závery: a) všetkých 40 elektrónov, b) týchto 40 elektrónov je rozdelených na päť energetických úrovní; c) zo 40 elektrónov sú len 4 valenčné, d) ďalší 40. elektrón vstúpil do d-podúrovne pred vonkajšou, t.j. štvrtou energetickou hladinou. Podobné závery možno vyvodiť o každom z 39 prvkov predchádzajúcich zirkónu, len indikátory a súradnice bude zakaždým iný.
