Sinubukan din ng mga alchemist na makahanap ng isang batas ng kalikasan na batayan kung saan posible na i-systematize ang mga elemento ng kemikal. Ngunit wala silang maaasahan at detalyadong impormasyon tungkol sa mga elemento. Sa kalagitnaan ng ika-19 na siglo. ang kaalaman tungkol sa mga elemento ng kemikal ay naging sapat, at ang bilang ng mga elemento ay tumaas nang husto anupat isang likas na pangangailangan ang bumangon sa agham upang pag-uri-uriin ang mga ito. Ang mga unang pagtatangka na pag-uri-uriin ang mga elemento sa mga metal at di-metal ay naging hindi matagumpay. Ang mga nauna kay D.I. Mendeleev (I.V. Debereiner, J.A. Newlands, L.Yu. Meyer) ay maraming ginawa upang maghanda para sa pagtuklas ng pana-panahong batas, ngunit hindi nila naiintindihan ang katotohanan. Itinatag ni Dmitry Ivanovich ang isang koneksyon sa pagitan ng masa ng mga elemento at ang kanilang mga katangian.
Si Dmitry Ivanovich ay ipinanganak sa Tobolsk. Siya ang ikalabing pitong anak sa pamilya. Matapos makapagtapos ng mataas na paaralan sa kanyang bayan, pumasok si Dmitry Ivanovich sa Main Pedagogical Institute sa St. Petersburg, pagkatapos nito ay nagpunta siya sa isang dalawang-taong pang-agham na paglalakbay sa ibang bansa na may gintong medalya. Pagkabalik, inanyayahan siya sa St. Petersburg University. Nang magsimulang magbigay si Mendeleev ng mga lektura sa kimika, wala siyang nakitang anumang bagay na maaaring irekomenda sa mga mag-aaral bilang tulong sa pagtuturo. At nagpasya siyang magsulat ng isang bagong libro - "Mga Batayan ng Chemistry".
Ang pagtuklas ng pana-panahong batas ay nauna sa 15 taon ng pagsusumikap. Noong Marso 1, 1869, binalak ni Dmitry Ivanovich na umalis sa St. Petersburg para sa mga probinsya sa negosyo.
Ang pana-panahong batas ay natuklasan batay sa isang katangian ng atom - kamag-anak na atomic mass .
Inayos ni Mendeleev ang mga elemento ng kemikal sa pagtaas ng pagkakasunud-sunod ng kanilang mga atomic na masa at napansin na ang mga katangian ng mga elemento ay paulit-ulit pagkatapos ng isang tiyak na panahon - isang panahon, inayos ni Dmitry Ivanovich ang mga panahon sa ibaba ng isa, upang ang mga katulad na elemento ay matatagpuan sa ilalim ng bawat isa - sa parehong vertical, kaya ang periodic system ay binuo elemento.
Marso 1, 1869 Pagbubuo ng periodic law ni D.I. Mendeleev.
Ang mga katangian ng mga simpleng sangkap, pati na rin ang mga anyo at katangian ng mga compound ng mga elemento, ay pana-panahong nakadepende sa mga atomic na timbang ng mga elemento.
Sa kasamaang palad, sa una ay napakakaunting mga tagasuporta ng pana-panahong batas, kahit na sa mga siyentipikong Ruso. Maraming kalaban, lalo na sa Germany at England.
Ang pagtuklas ng pana-panahong batas ay isang napakatalino na halimbawa ng siyentipikong pag-iintindi sa kinabukasan: noong 1870, hinulaan ni Dmitry Ivanovich ang pagkakaroon ng tatlong hindi kilalang elemento noon, na pinangalanan niyang ekasilicon, ekaaluminum at ekaboron. Nahulaan niya nang tama ang pinakamahalagang katangian ng mga bagong elemento. At pagkatapos, makalipas ang 5 taon, noong 1875, ang Pranses na siyentipiko na si P.E. Si Lecoq de Boisbaudran, na walang alam tungkol sa gawain ni Dmitry Ivanovich, ay natuklasan ang isang bagong metal, na tinatawag itong gallium. Sa isang bilang ng mga pag-aari at paraan ng pagtuklas, ang gallium ay kasabay ng eka-aluminum na hinulaang ni Mendeleev. Ngunit ang kanyang timbang ay naging mas mababa kaysa sa hinulaang. Sa kabila nito, nagpadala si Dmitry Ivanovich ng isang liham sa Pransya, iginiit ang kanyang hula.
Ang siyentipikong mundo ay masindak sa hula ni Mendeleev sa mga katangian ekaaluminum
naging tumpak. Mula sa sandaling ito, ang pana-panahong batas ay nagsisimulang tumagal sa kimika.
Noong 1879, natuklasan ni L. Nilsson ang scandium sa Sweden, na kinapapalooban ng hinulaang ni Dmitry Ivanovich ekabor
.
Noong 1886, natuklasan ni K. Winkler ang germanium sa Germany, na naging ecasilicium
.
Ngunit ang henyo ni Dmitry Ivanovich Mendeleev at ang kanyang mga natuklasan ay hindi lamang ang mga hulang ito!
Sa apat na lugar ng periodic table, inayos ni D. I. Mendeleev ang mga elemento na hindi sa pagkakasunud-sunod ng pagtaas ng atomic mass:
Bumalik sa pagtatapos ng ika-19 na siglo, D.I. Isinulat ni Mendeleev na, tila, ang atom ay binubuo ng iba pang maliliit na particle. Pagkatapos ng kanyang kamatayan noong 1907, napatunayan na ang atom ay binubuo ng mga elementarya na particle. Kinumpirma ng teorya ng atomic structure na tama si Mendeleev; ang mga muling pagsasaayos ng mga elementong ito na hindi alinsunod sa pagtaas ng atomic mass ay ganap na makatwiran.
Modernong pagbabalangkas ng periodic law.
Ang mga katangian ng mga elemento ng kemikal at ang kanilang mga compound ay pana-panahong nakasalalay sa magnitude ng singil ng nuclei ng kanilang mga atomo, na ipinahayag sa pana-panahong pag-uulit ng istraktura ng panlabas na valence electron shell.
At ngayon, higit sa 130 taon pagkatapos ng pagtuklas ng pana-panahong batas, maaari tayong bumalik sa mga salita ni Dmitry Ivanovich, na kinuha bilang motto ng ating aralin: "Sa pana-panahong batas, ang hinaharap ay hindi nagbabanta sa pagkawasak, ngunit tanging superstructure at ipinangako ang pag-unlad." Gaano karaming mga elemento ng kemikal ang natuklasan sa ngayon? At ito ay malayo sa limitasyon.
Ang isang graphic na representasyon ng periodic law ay ang periodic system ng mga elemento ng kemikal. Ito ay isang maikling buod ng buong kimika ng mga elemento at ang kanilang mga compound.
Mga pagbabago sa mga katangian sa periodic system na may pagtaas ng atomic weight sa period (mula kaliwa hanggang kanan):
1. Nababawasan ang mga katangian ng metal
2. Ang mga di-metal na katangian ay tumaas
3. Ang mga katangian ng mas mataas na oxides at hydroxides ay nagbabago mula sa basic hanggang amphoteric hanggang acidic.
4. Ang valence ng mga elemento sa mga formula ng mas mataas na oxides ay tumataas mula sa akodatiVII, at sa mga formula ng volatile hydrogen compounds ay bumababa mula sa IV datiako.
Mga pangunahing prinsipyo ng pagbuo ng periodic table.|
Tanda ng paghahambing |
D.I.Mendeleev |
|
1. Paano naitatag ang pagkakasunud-sunod ng mga elemento ayon sa mga numero? (Ano ang batayan ng p.s.?) |
Ang mga elemento ay nakaayos sa pagkakasunud-sunod ng pagtaas ng mga relatibong atomic na masa. May mga pagbubukod dito. Ar – K, Co – Ni, Te – I, Th - Pa |
|
2. Ang prinsipyo ng pagsasama-sama ng mga elemento sa mga grupo. |
Qualitative sign. Ang pagkakapareho ng mga katangian ng mga simpleng sangkap at kumplikadong mga sangkap ng parehong uri. |
|
3. Ang prinsipyo ng pagsasama-sama ng mga elemento sa mga panahon. |
Ang pana-panahong batas ni Dmitry Ivanovich Mendeleev ay isa sa mga pangunahing batas ng kalikasan, na nag-uugnay sa pag-asa ng mga katangian ng mga elemento ng kemikal at simpleng mga sangkap sa kanilang mga atomic na masa. Sa kasalukuyan, ang batas ay pinino, at ang pagtitiwala ng mga katangian ay ipinaliwanag sa pamamagitan ng singil ng atomic nucleus.
Ang batas ay natuklasan ng isang Russian scientist noong 1869. Iniharap ito ni Mendeleev sa pang-agham na komunidad sa isang ulat sa kongreso ng Russian Chemical Society (ang ulat ay ginawa ng isa pang siyentipiko, dahil napilitan si Mendeleev na agarang umalis sa mga tagubilin ng Free Economic Society of St. Petersburg). Sa parehong taon, ang aklat-aralin na "Fundamentals of Chemistry" ay nai-publish, na isinulat ni Dmitry Ivanovich para sa mga mag-aaral. Sa loob nito, inilarawan ng siyentipiko ang mga katangian ng mga sikat na compound, at sinubukan din na magbigay ng isang lohikal na sistematisasyon ng mga elemento ng kemikal. Nagpakita rin ito sa unang pagkakataon ng isang talahanayan na may pana-panahong nakaayos na mga elemento, bilang isang graphic na interpretasyon ng pana-panahong batas. Sa lahat ng mga kasunod na taon, pinahusay ni Mendeleev ang kanyang talahanayan, halimbawa, nagdagdag siya ng isang haligi ng mga inert gas, na natuklasan pagkalipas ng 25 taon.
Hindi agad tinanggap ng siyentipikong komunidad ang mga ideya ng mahusay na chemist ng Russia, kahit na sa Russia. Ngunit pagkatapos na matuklasan ang tatlong bagong elemento (gallium noong 1875, scandium noong 1879 at germanium noong 1886), hinulaan at inilarawan ni Mendeleev sa kanyang sikat na ulat, kinilala ang periodic law.
- Ay isang unibersal na batas ng kalikasan.
- Kasama sa talahanayan, na graphical na kumakatawan sa batas, hindi lamang lahat ng kilalang elemento, kundi pati na rin ang mga natuklasan pa rin.
- Ang lahat ng mga bagong tuklas ay hindi nakaapekto sa kaugnayan ng batas at talahanayan. Ang talahanayan ay pinabuting at binago, ngunit ang kakanyahan nito ay nanatiling hindi nagbabago.
- Ginawang posible na linawin ang mga atomic na timbang at iba pang mga katangian ng ilang mga elemento at upang mahulaan ang pagkakaroon ng mga bagong elemento.
- Nakatanggap ang mga chemist ng maaasahang pahiwatig kung paano at saan hahanapin ang mga bagong elemento. Bilang karagdagan, pinapayagan ng batas, na may mataas na antas ng posibilidad, na matukoy nang maaga ang mga katangian ng hindi pa natuklasang mga elemento.
- Naglaro ng malaking papel sa pagbuo ng inorganic na kimika noong ika-19 na siglo.
Kasaysayan ng pagtuklas
Mayroong isang magandang alamat na nakita ni Mendeleev ang kanyang mesa sa isang panaginip, at nagising sa umaga at isinulat ito. Sa katunayan, ito ay isang gawa-gawa lamang. Ang siyentipiko mismo ay nagsabi ng maraming beses na inilaan niya ang 20 taon ng kanyang buhay sa paglikha at pagpapabuti ng periodic table ng mga elemento.
Nagsimula ang lahat sa katotohanan na nagpasya si Dmitry Ivanovich na magsulat ng isang aklat-aralin sa inorganic na kimika para sa mga mag-aaral, kung saan pinlano niyang i-systematize ang lahat ng kaalaman na kilala sa sandaling iyon. At natural, umasa siya sa mga nagawa at natuklasan ng mga nauna sa kanya. Sa unang pagkakataon, ang pansin sa ugnayan sa pagitan ng mga atomic na timbang at mga katangian ng mga elemento ay iginuhit ng Aleman na chemist na si Döbereiner, na sinubukang hatiin ang mga elementong kilala sa kanya sa mga triad na may katulad na mga katangian at timbang na sumusunod sa isang tiyak na panuntunan. Sa bawat triple, ang gitnang elemento ay may timbang na malapit sa arithmetic mean ng dalawang panlabas na elemento. Kaya naman nakabuo ang siyentipiko ng limang grupo, halimbawa, Li–Na–K; Cl–Br–I. Ngunit ang mga ito ay hindi lahat ng kilalang elemento. Bilang karagdagan, ang tatlong elemento ay malinaw na hindi naubos ang listahan ng mga elemento na may katulad na mga katangian. Ang mga pagtatangkang maghanap ng pangkalahatang pattern ay ginawa ng mga German na sina Gmelin at von Pettenkofer, ang French J. Dumas at de Chancourtois, at ang English Newlands at Odling. Ang Aleman na siyentipiko na si Meyer ay sumulong sa pinakamalayo, na noong 1864 ay nag-compile ng isang talahanayan na halos kapareho sa periodic table, ngunit ito ay naglalaman lamang ng 28 elemento, habang 63 ay kilala na.
Hindi tulad ng kanyang mga nauna, nagtagumpay si Mendeleev 
gumuhit ng isang talahanayan na kinabibilangan ng lahat ng kilalang elemento na nakaayos ayon sa isang tiyak na sistema. Kasabay nito, iniwan niyang blangko ang ilang mga cell, humigit-kumulang na kinakalkula ang mga atomic na timbang ng ilang mga elemento at inilalarawan ang kanilang mga katangian. Bilang karagdagan, ang siyentipikong Ruso ay nagkaroon ng lakas ng loob at pag-unawa sa hinaharap na ipahayag na ang batas na natuklasan niya ay isang unibersal na batas ng kalikasan at tinawag itong "periodic law." Pagkasabi ng "ah," nagpatuloy siya at itinama ang mga atomic na timbang ng mga elemento na hindi kasya sa talahanayan. Sa mas malapit na pagsisiyasat, lumabas na tama ang kanyang mga pagwawasto, at ang pagtuklas sa mga hypothetical na elemento na kanyang inilarawan ay naging pangwakas na kumpirmasyon ng katotohanan ng bagong batas: pinatunayan ng pagsasanay ang bisa ng teorya.
|
Bilang resulta ng pag-aaral ng paksang ito, matututuhan mo ang:
Bilang resulta ng pag-aaral ng paksang ito, matututuhan mo ang:
Mga tanong sa pag-aaral: |
4.1. Pana-panahong batas D.I. Mendeleev
Ang pana-panahong batas ay ang pinakamalaking tagumpay ng agham ng kemikal, ang batayan ng lahat ng modernong kimika. Sa kanyang pagtuklas, ang kimika ay tumigil na maging isang mapaglarawang agham; ang siyentipikong pag-iintindi sa kinabukasan ay naging posible dito.
Natuklasan ang pana-panahong batas D. I. Mendeleev noong 1869, binalangkas ng Scientist ang batas na ito gaya ng sumusunod: “Ang mga katangian ng mga simpleng katawan, gayundin ang mga anyo at katangian ng mga compound ng mga elemento, ay pana-panahong nakadepende sa laki ng atomic na timbang ng mga elemento.”
Ang isang mas detalyadong pag-aaral ng istraktura ng bagay ay nagpakita na ang periodicity ng mga katangian ng mga elemento ay tinutukoy hindi ng atomic mass, ngunit sa pamamagitan ng elektronikong istraktura ng mga atomo.
Ang nuclear charge ay isang katangian na tumutukoy sa elektronikong istraktura ng mga atomo, at samakatuwid ay ang mga katangian ng mga elemento. Samakatuwid, sa modernong pagbabalangkas, ang Periodic Law ay ganito ang tunog: ang mga katangian ng mga simpleng sangkap, pati na rin ang mga anyo at katangian ng mga compound ng mga elemento, ay pana-panahong nakasalalay sa atomic number (sa halaga ng singil ng nucleus ng kanilang mga atomo. ).
Ang pagpapahayag ng Periodic Law ay ang periodic table ng mga elemento.
4.2. Periodic table ng D. I. Mendeleev
Ang periodic table ng mga elemento ni D.I. Mendeleev ay binubuo ng pitong yugto, na mga pahalang na pagkakasunud-sunod ng mga elemento na nakaayos sa pagtaas ng pagkakasunud-sunod ng singil ng kanilang atomic nucleus. Ang mga yugto 1, 2, 3, 4, 5, 6 ay naglalaman ng 2, 8, 8, 18, 18, 32 na elemento, ayon sa pagkakabanggit. Ang ikapitong yugto ay hindi nakumpleto. Ang mga yugto 1, 2 at 3 ay tinatawag maliit, yung iba - malaki.
Ang bawat panahon (maliban sa una) ay nagsisimula sa mga atomo ng alkali metal (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) at nagtatapos sa isang marangal na gas (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), na pinangungunahan ng isang tipikal na di-metal. Sa mga panahon mula kaliwa hanggang kanan, unti-unting humihina ang mga katangian ng metal at tumataas ang mga katangiang hindi metal, dahil sa pagtaas ng positibong singil ng atomic nuclei, tumataas ang bilang ng mga electron sa panlabas na antas.
Sa unang panahon, bukod sa helium, mayroon lamang isang elemento - hydrogen. Ito ay may kondisyong inilagay sa subgroup IA o VIIA, dahil ito ay nagpapakita ng pagkakatulad sa parehong alkali metal at halogens. Ang pagkakatulad ng hydrogen sa mga alkali na metal ay ipinakita sa katotohanan na ang hydrogen, tulad ng mga alkali na metal, ay isang ahente ng pagbabawas at, sa pamamagitan ng pagbibigay ng isang elektron, ay bumubuo ng isang singilin na kasyon. Ang hydrogen ay may higit na pagkakatulad sa mga halogens: ang hydrogen, tulad ng mga halogens, ay isang non-metal, ang molekula nito ay diatomic, maaari itong magpakita ng mga katangian ng pag-oxidizing, na bumubuo ng tulad ng asin na mga hydride na may mga aktibong metal, halimbawa, NaH, CaH 2.
Sa ikaapat na yugto, kasunod ng Ca, mayroong 10 elemento ng paglipat (dekada Sc - Zn), na sinusundan ng natitirang 6 na pangunahing elemento ng panahon (Ga - Kg). Ang ikalimang yugto ay itinayo nang katulad. Konsepto elemento ng paglipat karaniwang ginagamit upang sumangguni sa anumang elemento na may mga valence d- o f-electron.
Ang ikaanim at ikapitong yugto ay may dobleng pagpapasok ng mga elemento. Sa likod ng elementong Ba ay may ipinasok na dekada ng mga d-elemento (La - Hg), at pagkatapos ng unang elemento ng paglipat La mayroong 14 f-elemento - lanthanides(Se - Lu). Pagkatapos ng Hg mayroong natitirang 6 na pangunahing p-elemento ng ikaanim na yugto (Tl - Rn).
Sa ikapitong (hindi kumpleto) na panahon, ang Ac ay sinusundan ng 14 f-element- actinides(Th - Lr). Kamakailan lamang, ang La at Ac ay nagsimulang mauri bilang lanthanides at actinides, ayon sa pagkakabanggit. Ang mga lanthanides at actinides ay nakalagay nang hiwalay sa ilalim ng talahanayan.
Kaya, ang bawat elemento sa periodic table ay sumasakop sa isang mahigpit na tinukoy na posisyon, na minarkahan ordinal, o atomic numero.
Sa periodic table, walong grupo ang matatagpuan patayo (I – VIII), na nahahati naman sa mga subgroup - mga pangunahing, o mga subgroup A at epekto, o subgroup B. Ang subgroup VIIIB ay espesyal, naglalaman ito mga triad mga elementong bumubuo sa mga pamilya ng bakal (Fe, Co, Ni) at mga platinum na metal (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).
Ang pagkakapareho ng mga elemento sa loob ng bawat subgroup ay ang pinaka-kapansin-pansin at mahalagang pattern sa periodic table. Sa pangunahing mga subgroup, mula sa itaas hanggang sa ibaba, tumataas ang mga katangian ng metal at humihina ang mga katangiang hindi metal. Sa kasong ito, mayroong isang pagtaas sa katatagan ng mga compound ng mga elemento sa pinakamababang estado ng oksihenasyon para sa isang naibigay na subgroup. Sa mga side subgroup, sa kabaligtaran, mula sa itaas hanggang sa ibaba, ang mga katangian ng metal ay humina at ang katatagan ng mga compound na may pinakamataas na estado ng oksihenasyon ay tumataas.
4.3. Periodic table at electronic configuration ng mga atom
Dahil sa panahon ng mga reaksiyong kemikal ang nuclei ng mga tumutugong atomo ay hindi nagbabago, ang mga kemikal na katangian ng mga atomo ay nakasalalay sa istruktura ng kanilang mga elektronikong shell.
Ang pagpuno ng mga elektronikong layer at electron shell ng mga atom ay nangyayari alinsunod sa prinsipyo ng Pauli at panuntunan ni Hund.
Prinsipyo ni Pauli (pagbubukod ni Pauli)
Ang dalawang electron sa isang atom ay hindi maaaring magkaroon ng apat na magkaparehong quantum number (bawat atomic orbital ay maaaring maglaman ng hindi hihigit sa dalawang electron).
Tinutukoy ng prinsipyong Pauli ang maximum na bilang ng mga electron na nagtataglay ng isang ibinigay na pangunahing quantum number n(ibig sabihin, matatagpuan sa electronic layer na ito): N n = 2n 2. Ang unang layer ng elektron (antas ng enerhiya) ay maaaring magkaroon ng hindi hihigit sa 2 electron, ang pangalawa - 8, ang pangatlo - 18, atbp.
Sa isang hydrogen atom, halimbawa, mayroong isang electron, na matatagpuan sa unang antas ng enerhiya sa 1s na estado. Ang spin ng electron na ito ay maaaring idirekta nang arbitraryo (m s = +1/2 o m s = –1/2). Dapat itong bigyang-diin muli na ang unang antas ng enerhiya ay binubuo ng isang sublevel - 1s, ang pangalawang antas ng enerhiya - ng dalawang sublevel - 2s at 2p, ang pangatlo - ng tatlong sublevel - 3s, 3p, 3d, atbp. Ang sublevel, naman, ay naglalaman ng mga orbital, ang bilang nito ay tinutukoy ng side quantum number l at katumbas ng (2 l + 1). Ang bawat orbital ay karaniwang itinalaga ng isang parisukat, ang elektron na matatagpuan dito ay itinalaga ng isang arrow, ang direksyon kung saan ay nagpapahiwatig ng oryentasyon ng pag-ikot ng elektron na ito. Nangangahulugan ito na ang estado ng isang electron sa isang hydrogen atom ay maaaring katawanin bilang 1s 1 o ilarawan bilang isang quantum cell, Fig. 4.1:
kanin. 4.1. Simbolo para sa isang electron sa isang hydrogen atom sa 1s orbital
Para sa parehong mga electron ng helium atom n = 1, l = 0, m l= 0, m s = +1/2 at –1/2. Samakatuwid, ang electronic formula ng helium ay 1s 2. Ang electron shell ng helium ay kumpleto at napaka-stable. Ang helium ay isang marangal na gas.
Ayon sa prinsipyo ng Pauli, hindi maaaring magkaroon ng dalawang electron na may parallel spins sa isang orbital. Ang ikatlong electron sa isang lithium atom ay sumasakop sa 2s orbital. Ang electronic configuration ng Li ay 1s 2 2s 1, at ang beryllium ay 1s 2 2s 2. Dahil ang 2s orbital ay napuno, ang ikalimang electron ng boron atom ay sumasakop sa 2p orbital. Sa n= 2 gilid (orbital) quantum number l tumatagal ng mga halaga 0 at 1. Kapag l = 0 (2s-estado) m l= 0, at sa l = 1 (2p – estado) m l maaaring katumbas ng +1; 0; -1. Ang estado ng 2p ay tumutugma sa tatlong mga cell ng enerhiya, Fig. 4.2.
kanin. 4.2. Pag-aayos ng mga electron ng isang boron atom sa mga orbital
Para sa nitrogen atom (electronic configuration 1s 2 2s 2 2p 3 dalawang electron sa unang antas, lima sa pangalawa), posible ang sumusunod na dalawang variant ng electronic structure, Fig. 4.3:
kanin. 4.3. Mga posibleng opsyon para sa pag-aayos ng mga electron ng nitrogen atom sa mga orbital
Sa unang scheme, Fig. 4.3a, ang kabuuang spin ay katumbas ng 1/2 (+1/2 –1/2 +1/2), sa pangalawa (Fig. 4.3b) ang kabuuang spin ay katumbas ng 3 /2 (+1/2 + 1/2 +1/2). Ang lokasyon ng mga spin ay tinutukoy Pamumuno ni Hund na nagbabasa: Ang pagpuno ng mga antas ng enerhiya ay nangyayari sa paraang ang kabuuang pag-ikot ay pinakamataas.
Sa gayon , Sa dalawang ibinigay na mga scheme para sa istraktura ng nitrogen atom, ang una ay tumutugma sa matatag na estado (na may pinakamababang enerhiya), kung saan ang lahat ng mga p-electron ay sumasakop sa iba't ibang mga orbital. Ang mga sublevel na orbital ay pinupunan tulad ng sumusunod: una, isang electron na may parehong spins, at pagkatapos ay isang pangalawang electron na may kabaligtaran na spins.
Simula sa sodium, ang ikatlong antas ng enerhiya na may n = 3 ay napunan. Ang pamamahagi ng mga electron ng mga atomo ng mga elemento ng ikatlong yugto sa mga orbital ay ipinapakita sa Fig. 4.4.
kanin. 4.4. Pamamahagi ng mga electron sa mga orbital para sa mga atomo ng mga elemento ng ikatlong yugto sa ground state
Sa isang atom, ang bawat elektron ay sumasakop sa isang libreng orbital na may pinakamababang enerhiya na naaayon sa pinakamalakas na koneksyon nito sa nucleus. Noong 1961 V.M. Bumalangkas si Klechkovsky ng isang pangkalahatang posisyon ayon sa kung saan ang enerhiya ng mga orbital ng elektron ay tumataas sa pagkakasunud-sunod ng pagtaas ng kabuuan ng pangunahing at pangalawang quantum number ( n + l), at sa kaso ng pagkakapantay-pantay ng mga kabuuan na ito, ang orbital na may mas mababang halaga ng pangunahing quantum number n ay may mas kaunting enerhiya.
Ang pagkakasunud-sunod ng mga antas ng enerhiya sa pagkakasunud-sunod ng pagtaas ng enerhiya ay humigit-kumulang sa mga sumusunod:
1s< 2s < 2p < 3s < 3р < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p.
Isaalang-alang natin ang pamamahagi ng mga electron sa mga orbital ng mga atomo ng mga elemento ng ikaapat na panahon (Larawan 4.5).
kanin. 4.5. Pamamahagi ng mga electron sa mga orbital ng mga atomo ng mga elemento ng ikaapat na yugto sa ground state
Pagkatapos ng potassium (electronic configuration 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1) at calcium (electronic configuration 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2), ang panloob na 3d shell ay puno ng mga electron (transition elements Sc - Zn). Dapat pansinin na mayroong dalawang anomalya: para sa Cr at Cu atoms sa 4 s-shell ay naglalaman ng hindi dalawang electron, ngunit isa, i.e. ang tinatawag na "kabiguan" ng panlabas na 4s electron sa nakaraang 3d shell ay nangyayari. Ang elektronikong istraktura ng chromium atom ay maaaring katawanin bilang mga sumusunod (Larawan 4.6).
kanin. 4.6. Pamamahagi ng mga electron sa mga orbital para sa chromium atom
Ang pisikal na dahilan para sa "paglabag" ng pagkakasunud-sunod ng pagpuno ay nauugnay sa iba't ibang kakayahang tumagos ng mga orbital ng elektron sa nucleus, ang espesyal na katatagan ng mga elektronikong pagsasaayos d 5 at d 10, f 7 at f 14, na tumutugma sa pagpuno ng electronic orbitals na may isa o dalawang electron, pati na rin ang screening effect ng panloob na electronic charge layers kernels.
Ang mga elektronikong pagsasaayos ng Mn, Fe, Co, Ni, Cu at Zn atoms ay makikita ng mga sumusunod na formula:
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 .
Pagkatapos ng zinc, simula sa ika-31 elemento - gallium hanggang sa ika-36 na elemento - krypton, ang pagpuno ng ika-apat na layer (4p - shell) ay nagpapatuloy. Ang mga elektronikong pagsasaayos ng mga elementong ito ay ang mga sumusunod:
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 Bilang 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 .
Dapat pansinin na kung ang pagbubukod ng Pauli ay hindi nilabag, sa mga nasasabik na estado ang mga electron ay maaaring matatagpuan sa iba pang mga atomic orbital.
4.4. Mga uri ng elemento ng kemikal
Ang lahat ng mga elemento ng periodic table ay nahahati sa apat na uri:
1. Sa mga atomo s-mga elemento ang s-shells ng panlabas na layer (n) ay napuno. Ang mga elemento ng s ay kinabibilangan ng hydrogen, helium at ang unang dalawang elemento ng bawat panahon.
2. Sa atoms mga p-elemento pinupuno ng mga electron ang mga p-shell ng panlabas na antas (np). Kasama sa mga p-element ang huling 6 na elemento ng bawat panahon (maliban sa una).
3. U d-elemento ay puno ng mga electron d–shell ng pangalawang panlabas na antas (n–1) d. Ito ay mga elemento ng plug-in na mga dekada ng malalaking yugto na matatagpuan sa pagitan ng s- at p- na mga elemento.
4. U f-elemento ang f sublevel ng ikatlong labas na antas (n–2) f ay puno ng mga electron. Kasama sa pamilya ng mga f-element ang lanthanides at actinides.
Mula sa pagsasaalang-alang sa elektronikong istraktura ng mga hindi nasasabik na mga atom depende sa atomic number ng elemento, ito ay sumusunod:
Ang bilang ng mga antas ng enerhiya (electronic layer) ng isang atom ng anumang elemento ay katumbas ng bilang ng panahon kung saan matatagpuan ang elemento. Nangangahulugan ito na ang mga s-element ay matatagpuan sa lahat ng panahon, mga p-elemento sa ikalawa at kasunod na mga yugto, mga d-elemento sa ikaapat at kasunod na mga yugto, at mga f-elemento sa ikaanim at ikapitong yugto.
Ang numero ng panahon ay tumutugma sa pangunahing quantum number ng mga panlabas na electron ng atom.
Ang mga s- at p-elemento ay bumubuo sa mga pangunahing subgroup, ang mga d-elemento ay bumubuo ng mga pangalawang subgroup, ang mga f-elemento ay bumubuo sa mga pamilya ng lanthanides at actinides. Kaya, ang subgroup ay kinabibilangan ng mga elemento na ang mga atomo ay karaniwang may katulad na istraktura hindi lamang ng panlabas, kundi pati na rin ng pre-outer layer (maliban sa mga elemento kung saan mayroong "pagkabigo" ng elektron).
Ang numero ng pangkat ay karaniwang nagpapahiwatig ng bilang ng mga electron na maaaring lumahok sa pagbuo ng mga bono ng kemikal. Ito ang pisikal na kahulugan ng numero ng pangkat. Ang mga elemento ng mga side subgroup ay may mga valence electron hindi lamang sa kanilang mga panlabas na shell, kundi pati na rin sa kanilang mga penultimate shell. Ito ang pangunahing pagkakaiba sa mga katangian ng mga elemento ng pangunahing at pangalawang subgroup.
Ang mga elementong may valence d- o f-electron ay tinatawag na transition elements.
Ang bilang ng pangkat, bilang panuntunan, ay katumbas ng pinakamataas na estado ng positibong oksihenasyon ng mga elemento na ipinapakita nila sa mga compound. Ang pagbubukod ay fluorine - ang estado ng oksihenasyon nito ay –1; Sa mga elemento ng Group VIII, ang Os, Ru at Xe lamang ang may kilalang estado ng oksihenasyon na +8.
4.5. Periodicity ng mga katangian ng mga atomo ng mga elemento
Ang mga katangian ng mga atom tulad ng kanilang radius, enerhiya ng ionization, pagkakaugnay ng elektron, electronegativity, at estado ng oksihenasyon ay nauugnay sa elektronikong istraktura ng atom.
Mayroong radii ng mga metal na atom at covalent radii ng mga non-metal na atom. Ang radii ng mga metal na atom ay kinakalkula batay sa mga interatomic na distansya, na kilala sa karamihan ng mga metal batay sa pang-eksperimentong data. Sa kasong ito, ang radius ng isang metal na atom ay katumbas ng kalahati ng distansya sa pagitan ng mga sentro ng dalawang kalapit na mga atomo. Ang covalent radii ng nonmetals sa mga molekula at kristal ng mga simpleng substance ay kinakalkula sa katulad na paraan. Kung mas malaki ang atomic radius, mas madali para sa mga panlabas na electron na humiwalay sa nucleus (at vice versa). Hindi tulad ng atomic radii, ang ion radii ay mga di-makatwirang halaga.
Mula kaliwa hanggang kanan sa mga panahon, ang halaga ng atomic radii ng mga metal ay bumababa, at ang atomic radii ng mga di-metal ay nagbabago sa isang kumplikadong paraan, dahil ito ay nakasalalay sa likas na katangian ng kemikal na bono. Sa ikalawang yugto, halimbawa, ang radii ng mga atom ay unang bumababa at pagkatapos ay tumaas, lalo na nang husto kapag lumipat sa isang marangal na atom ng gas.
Sa pangunahing mga subgroup, ang radii ng mga atom ay tumataas mula sa itaas hanggang sa ibaba, habang ang bilang ng mga elektronikong layer ay tumataas.
Ang radius ng isang cation ay mas mababa kaysa sa radius ng katumbas na atom nito, at habang tumataas ang positibong singil ng cation, bumababa ang radius nito. Sa kabaligtaran, ang radius ng isang anion ay palaging mas malaki kaysa sa radius ng katumbas na atom nito. Ang mga particle (atom at ions) na may parehong bilang ng mga electron ay tinatawag na isoelectronic. Sa serye ng mga isoelectronic ions, bumababa ang radius habang bumababa ang negatibong radius ng ion at tumataas ang positive radius. Ang ganitong pagbaba ay nangyayari, halimbawa, sa serye: O 2–, F–, Na +, Mg 2+, Al 3+.
Enerhiya ng ionization– ang enerhiya na kinakailangan upang alisin ang isang electron mula sa isang atom sa ground state. Ito ay karaniwang ipinahayag sa electron volts (1 eV = 96.485 kJ/mol). Sa isang panahon, mula kaliwa hanggang kanan, tumataas ang enerhiya ng ionization sa pagtaas ng nuclear charge. Sa pangunahing mga subgroup, mula sa itaas hanggang sa ibaba, bumababa ito, dahil ang distansya ng elektron sa nucleus ay tumataas at ang epekto ng screening ng panloob na mga elektronikong layer ay tumataas.
Ang talahanayan 4.1 ay nagpapakita ng mga halaga ng ionization energies (enerhiya para sa pag-alis ng una, pangalawa, atbp. mga electron) para sa ilang mga atomo.
Sa ikalawang yugto, sa panahon ng paglipat mula sa Li hanggang Ne, ang enerhiya ng pag-alis ng unang electron ay tumataas (tingnan ang Talahanayan 4.1). Gayunpaman, tulad ng makikita mula sa talahanayan, ang enerhiya ng ionization ay tumataas nang hindi pantay: para sa boron at oxygen, na sumusunod sa beryllium at nitrogen, ayon sa pagkakabanggit, ang isang bahagyang pagbaba ay sinusunod, na dahil sa mga kakaiba ng elektronikong istraktura ng mga atomo.
Ang panlabas na s-shell ng beryllium ay ganap na napuno, kaya ang electron sa tabi nito, boron, ay pumapasok sa p-orbital. Ang p-electron na ito ay hindi gaanong mahigpit na nakagapos sa nucleus kaysa sa s-electron, kaya ang pag-alis ng mga p-electron ay nangangailangan ng mas kaunting enerhiya.
Talahanayan 4.1.
Mga enerhiya ng ionization ako mga atomo ng ilang elemento
Ang bawat p-orbital ng nitrogen atom ay may isang electron. Sa oxygen atom, isang electron ang pumapasok sa p-orbital, na inookupahan na ng isang electron. Ang dalawang electron sa parehong orbital ay malakas na nagtataboy, kaya mas madaling alisin ang isang electron mula sa isang oxygen atom kaysa sa isang nitrogen atom.
Ang mga alkali na metal ay may pinakamababang enerhiya ng ionization, samakatuwid mayroon silang binibigkas na mga katangian ng metal; ang pinakamataas na enerhiya ng ionization ay para sa mga inert na gas.
Pagkakaugnay ng elektron– enerhiya na inilabas kapag ang isang electron ay nakakabit sa isang neutral na atom. Ang pagkakaugnay ng elektron, tulad ng enerhiya ng ionization, ay karaniwang ipinahayag sa electron volts. Ang pinakamataas na electron affinity ay para sa mga halogens, ang pinakamababa para sa mga alkali metal. Ipinapakita ng talahanayan 4.2 ang mga electron affinities para sa mga atom ng ilang elemento.
Talahanayan 4.2.
Electron affinities ng mga atomo ng ilang elemento
Electronegativity- ang kakayahan ng isang atom sa isang molekula o ion na makaakit ng mga valence electron mula sa ibang mga atomo. Ang Electronegativity (EO) bilang isang quantitative measure ay isang tinatayang halaga. Humigit-kumulang 20 kaliskis ng electronegativity ang iminungkahi, na ang pinakakilala ay ang sukat na binuo ni L. Pauling. Sa Fig. 4.7 ay nagpapakita ng mga halaga ng EO ayon kay Pauling.
kanin. 4.7. Electronegativity ng mga elemento (ayon kay Pauling)
Ang fluorine ay ang pinaka-electronegative sa lahat ng elemento sa Pauling scale. Ang EO nito ay kinuha na 4. Ang pinakamaliit na electronegative ay cesium. Ang hydrogen ay sumasakop sa isang intermediate na posisyon, dahil kapag nakikipag-ugnayan sa ilang mga elemento ay nagbibigay ito ng isang elektron, at kapag nakikipag-ugnayan sa iba ay nakakakuha ito.
4.6. Mga katangian ng acid-base ng mga compound; Kossel circuit
Upang ipaliwanag ang likas na katangian ng pagbabago sa mga katangian ng acid-base ng mga compound ng mga elemento, iminungkahi ni Kossel (Germany) ang paggamit ng isang simpleng pamamaraan batay sa pag-aakalang mayroong purong ionic na bono sa mga molekula at ang pakikipag-ugnayan ng Coulomb ay nagaganap sa pagitan ng mga ion. . Inilalarawan ng scheme ng Kossel ang mga katangian ng acid-base ng mga compound na naglalaman ng mga bono ng E-H at E-O-H, depende sa singil ng nucleus at sa radius ng elementong bumubuo sa kanila.
Ang diagram ng Kossel para sa dalawang metal hydroxides, tulad ng LiOH at KOH, ay ipinapakita sa Fig. 4.8.
kanin. 4.8. Kossel diagram para sa LiOH at KOH
Tulad ng makikita mula sa ipinakita na diagram, ang radius ng Li + ion ay mas maliit kaysa sa radius ng K + ion at ang OH - group ay mas mahigpit na nakatali sa lithium cation kaysa sa potassium cation. Bilang resulta, ang KOH ay magiging mas madaling mag-dissociate sa solusyon at ang mga pangunahing katangian ng potassium hydroxide ay magiging mas malinaw.
Sa katulad na paraan, maaari mong pag-aralan ang Kossel scheme para sa dalawang base CuOH at Cu(OH) 2. Dahil ang radius ng Cu 2+ ion ay mas maliit at ang singil ay mas malaki kaysa sa Cu + ion, ang OH - group ay mas mahigpit na hahawakan ng Cu 2+ ion. Bilang resulta, ang base Cu(OH) 2 ay magiging mas mahina kaysa sa CuOH.
kaya, tumataas ang lakas ng mga base habang tumataas ang radius ng cation at bumababa ang positibong singil nito.
Sa pangunahing mga subgroup, mula sa itaas hanggang sa ibaba, ang lakas ng mga base ay tumataas habang ang radii ng mga ion ng elemento ay tumataas sa direksyong ito. Sa mga panahon mula kaliwa hanggang kanan, bumababa ang radii ng mga ion ng elemento at tumataas ang kanilang positibong singil, kaya bumababa ang lakas ng mga base sa direksyong ito.
Ang diagram ng Kossel para sa dalawang oxygen-free acid, halimbawa, HCl at HI, ay ipinapakita sa Fig. 4.9
kanin. 4.9. Kossel diagram para sa HCl at HI
Dahil ang radius ng chloride ion ay mas maliit kaysa sa iodide ion, ang H+ ion ay mas malakas na nakagapos sa anion sa hydrochloric acid molecule, na magiging mas mahina kaysa sa hydroiodic acid. kaya, tumataas ang lakas ng mga anoxic acid sa pagtaas ng radius ng negatibong ion.
Ang lakas ng mga acid na naglalaman ng oxygen ay nagbabago sa kabaligtaran na paraan. Tumataas ito habang bumababa ang radius ng ion at tumataas ang positibong singil nito. Sa Fig. Ipinapakita ng Figure 4.10 ang Kossel diagram para sa dalawang acid na HClO at HClO 4.
kanin. 4.10. Kossel diagram para sa HClO at HClO 4
Ang C1 7+ ion ay matatag na nakagapos sa oxygen ion, kaya ang proton ay mas madaling mahati sa molekula ng HC1O 4. Kasabay nito, ang bono sa pagitan ng C1+ ion at ng O2- ion ay hindi gaanong malakas, at sa molekula ng HC1O ang proton ay mas malakas na mapapanatili ng O2-anion. Bilang resulta, ang HClO 4 ay magiging mas malakas na acid kaysa sa HClO.
Ang bentahe ng pamamaraan ni Kossel ay, gamit ang isang simpleng modelo, pinapayagan nito ang isa na ipaliwanag ang likas na katangian ng mga pagbabago sa mga katangian ng acid-base ng mga compound sa isang serye ng mga katulad na sangkap. Gayunpaman, ang pamamaraan na ito ay puro husay. Pinapayagan ka lamang nitong ihambing ang mga katangian ng mga compound at hindi ginagawang posible upang matukoy ang mga katangian ng acid-base ng isang arbitraryong napiling solong tambalan. Ang kawalan ng modelong ito ay nakabatay lamang ito sa mga electrostatic na konsepto, habang sa kalikasan ay walang purong (isang daang porsyento) na ionic bond.
4.7. Mga katangian ng redox ng mga elemento at ang kanilang mga compound
Ang isang pagbabago sa mga katangian ng redox ng mga simpleng sangkap ay madaling maitatag sa pamamagitan ng pagsasaalang-alang sa likas na katangian ng pagbabago sa electronegativity ng mga kaukulang elemento. Sa pangunahing mga subgroup, mula sa itaas hanggang sa ibaba, bumababa ang electronegativity, na humahantong sa isang pagbawas sa mga katangian ng oxidative at isang pagtaas sa pagbabawas ng mga katangian sa direksyon na ito. Sa mga panahon mula kaliwa hanggang kanan, tumataas ang electronegativity. Bilang isang resulta, sa direksyon na ito, ang pagbabawas ng mga katangian ng mga simpleng sangkap ay bumababa, at ang mga oxidizing properties ay tumaas. Kaya, ang mga malakas na ahente ng pagbabawas ay matatagpuan sa ibabang kaliwang sulok ng periodic table ng mga elemento (potassium, rubidium, cesium, barium), habang ang mga malakas na ahente ng oxidizing ay matatagpuan sa kanang itaas na sulok nito (oxygen, fluorine, chlorine).
Ang mga katangian ng redox ng mga compound ng mga elemento ay nakasalalay sa kanilang kalikasan, ang antas ng oksihenasyon ng mga elemento, ang posisyon ng mga elemento sa periodic table at isang bilang ng iba pang mga kadahilanan.
Sa pangunahing mga subgroup, mula sa itaas hanggang sa ibaba, ang mga katangian ng oxidizing ng mga acid na naglalaman ng oxygen, kung saan ang mga atom ng gitnang elemento ay may parehong estado ng oksihenasyon, bumababa. Ang malakas na oxidizing agent ay nitric at concentrated sulfuric acid. Kung mas malaki ang positibong estado ng oksihenasyon ng elemento sa compound, mas malinaw ang mga katangian ng pag-oxidizing nito. Ang potassium permanganate at potassium dichromate ay nagpapakita ng malakas na mga katangian ng oxidizing.
Sa pangunahing mga subgroup, ang pagbabawas ng mga katangian ng mga simpleng anion ay tumataas mula sa itaas hanggang sa ibaba. Ang mga malakas na ahente ng pagbabawas ay HI, H 2 S, iodide at sulfide.
Dito mahahanap ng mambabasa ang impormasyon tungkol sa isa sa pinakamahalagang batas na natuklasan ng tao sa larangang pang-agham - ang pana-panahong batas ni Dmitry Ivanovich Mendeleev. Magiging pamilyar ka sa kahalagahan at impluwensya nito sa kimika; ang mga pangkalahatang probisyon, katangian at detalye ng pana-panahong batas, ang kasaysayan ng pagtuklas at ang mga pangunahing probisyon ay isasaalang-alang.
Ano ang periodic law
Ang pana-panahong batas ay isang likas na batas ng isang pangunahing kalikasan, na unang natuklasan ni D.I. Mendeleev noong 1869, at ang pagtuklas mismo ay naganap sa pamamagitan ng paghahambing ng mga katangian ng ilang mga elemento ng kemikal at ang mga halaga ng atomic mass na kilala noong panahong iyon.
Nagtalo si Mendeleev na, ayon sa kanyang batas, ang simple at kumplikadong mga katawan at iba't ibang mga compound ng mga elemento ay nakasalalay sa kanilang periodic type dependence at sa bigat ng kanilang atom.
Ang pana-panahong batas ay natatangi sa uri nito at ito ay dahil sa ang katunayan na ito ay hindi ipinahayag ng mga equation sa matematika, hindi tulad ng iba pang mga pangunahing batas ng kalikasan at sansinukob. Sa graphically, nahahanap nito ang ekspresyon nito sa periodic table ng mga elemento ng kemikal.
Kasaysayan ng pagtuklas
Ang pagtuklas ng pana-panahong batas ay naganap noong 1869, ngunit ang mga pagtatangka na i-systematize ang lahat ng kilalang elemento ng x-th ay nagsimula nang matagal bago iyon.
Ang unang pagtatangka na lumikha ng gayong sistema ay ginawa ni I. V. Debereiner noong 1829. Inuri niya ang lahat ng mga elemento ng kemikal na kilala niya sa mga triad, na nauugnay sa isa't isa sa pamamagitan ng kalapitan ng kalahati ng kabuuan ng mga masa ng atom na kasama sa pangkat na ito ng tatlong bahagi . Kasunod ni Debereiner, isang pagtatangka ang ginawa upang lumikha ng isang natatanging talahanayan ng pag-uuri ng mga elemento ni A. de Chancourtois; tinawag niya ang kanyang sistema na "makalupang spiral", at pagkatapos niya ang Newlands octave ay pinagsama-sama ni John Newlands. Noong 1864, halos sabay-sabay, inilathala nina William Olding at Lothar Meyer ang mga talahanayan na nilikha nang hiwalay sa isa't isa.
Ang pana-panahong batas ay iniharap sa siyentipikong komunidad para sa pagsusuri noong Marso 8, 1869, at nangyari ito sa isang pulong ng Russian Society. Inihayag ni Dmitry Ivanovich Mendeleev ang kanyang pagtuklas sa harap ng lahat, at sa parehong taon ay nai-publish ang aklat-aralin ni Mendeleev na "Fundamentals of Chemistry", kung saan ang periodic table na nilikha niya ay ipinakita sa unang pagkakataon. Pagkalipas ng isang taon, noong 1870, nagsulat siya ng isang artikulo at isinumite ito sa Russian Chemical Society, kung saan unang ginamit ang konsepto ng periodic law. Noong 1871, nagbigay si Mendeleev ng isang kumpletong paglalarawan ng kanyang konsepto sa kanyang sikat na artikulo sa pana-panahong batas ng mga elemento ng kemikal.
Napakahalagang kontribusyon sa pag-unlad ng kimika
Ang kahalagahan ng pana-panahong batas ay hindi kapani-paniwalang mahusay para sa siyentipikong komunidad sa buong mundo. Ito ay dahil sa ang katunayan na ang pagtuklas nito ay nagbigay ng isang malakas na puwersa sa pag-unlad ng parehong kimika at iba pang mga natural na agham, halimbawa, pisika at biology. Ang ugnayan sa pagitan ng mga elemento at ang kanilang qualitative na kemikal at pisikal na mga katangian ay bukas; ito rin ay naging posible upang maunawaan ang kakanyahan ng pagtatayo ng lahat ng mga elemento ayon sa isang prinsipyo at nagbunga ng modernong pagbabalangkas ng mga konsepto tungkol sa mga elemento ng kemikal, upang makonkreto ang kaalaman. ng mga sangkap ng kumplikado at simpleng istraktura.
Ang paggamit ng pana-panahong batas ay naging posible upang malutas ang problema ng pagtataya ng kemikal at matukoy ang dahilan para sa pag-uugali ng mga kilalang elemento ng kemikal. Atomic physics, kabilang ang nuclear energy, ay naging posible bilang resulta ng parehong batas na ito. Sa turn, ginawang posible ng mga agham na ito na palawakin ang mga abot-tanaw ng kakanyahan ng batas na ito at palalimin ang pag-unawa nito.
Mga kemikal na katangian ng mga elemento ng periodic table
Sa esensya, ang mga elemento ng kemikal ay magkakaugnay ng mga katangiang likas sa kanila sa estado ng isang libreng atom o ion, natunaw o na-hydrated, sa isang simpleng sangkap at ang anyo na maaaring mabuo ng kanilang maraming mga compound. Gayunpaman, ang mga katangiang ito ay karaniwang binubuo ng dalawang phenomena: katangian ng isang atom sa isang libreng estado at ng isang simpleng sangkap. Mayroong maraming mga uri ng mga katangian ng ganitong uri, ngunit ang pinakamahalaga ay:
- Atomic ionization at ang enerhiya nito, depende sa posisyon ng elemento sa talahanayan, ang ordinal na numero nito.
- Ang energy affinity ng isang atom at isang electron, na, tulad ng atomic ionization, ay nakasalalay sa lokasyon ng elemento sa periodic table.
- Electronegativity ng isang atom, na walang pare-parehong halaga, ngunit maaaring magbago depende sa iba't ibang mga kadahilanan.
- Radii ng mga atomo at ions - dito, bilang panuntunan, ginagamit ang empirical data, na nauugnay sa likas na alon ng mga electron sa isang estado ng paggalaw.
- Atomization ng mga simpleng sangkap - isang paglalarawan ng mga kakayahan sa reaktibiti ng isang elemento.
- Ang mga estado ng oksihenasyon ay isang pormal na katangian, ngunit lumilitaw ang mga ito bilang isa sa pinakamahalagang katangian ng isang elemento.
- Ang potensyal ng oksihenasyon para sa mga simpleng sangkap ay isang pagsukat at indikasyon ng potensyal ng isang sangkap na kumilos sa may tubig na mga solusyon, pati na rin ang antas ng pagpapakita ng mga katangian ng redox.
Periodicity ng panloob at pangalawang uri ng mga elemento
Ang periodic law ay nagbibigay ng pag-unawa sa isa pang mahalagang bahagi ng kalikasan - panloob at pangalawang periodicity. Ang mga nabanggit na lugar ng pag-aaral ng mga katangian ng atom ay talagang mas kumplikado kaysa sa iniisip ng isa. Ito ay dahil sa ang katunayan na ang mga elemento s, p, d ng talahanayan ay nagbabago ng kanilang mga katangian ng husay depende sa kanilang posisyon sa panahon (internal periodicity) at pangkat (secondary periodicity). Halimbawa, ang panloob na proseso ng paglipat ng elemento s mula sa unang pangkat hanggang sa ikawalo hanggang sa p-elemento ay sinamahan ng pinakamababa at pinakamataas na puntos sa kurba ng linya ng enerhiya ng ionized atom. Ang hindi pangkaraniwang bagay na ito ay nagpapakita ng panloob na kawalang-tatag ng periodicity ng mga pagbabago sa mga katangian ng isang atom ayon sa posisyon nito sa panahon.
Mga resulta
Ngayon ang mambabasa ay may malinaw na pag-unawa at kahulugan kung ano ang pana-panahong batas ni Mendeleev, napagtanto ang kahalagahan nito para sa tao at pag-unlad ng iba't ibang mga agham, at may ideya ng mga modernong probisyon nito at ang kasaysayan ng pagtuklas nito.
Pana-panahong batas ng D.I. Mendeleev.
Ang mga katangian ng mga elemento ng kemikal, at samakatuwid ang mga katangian ng simple at kumplikadong mga katawan na kanilang nabuo, ay pana-panahong nakadepende sa magnitude ng atomic na timbang.
Pisikal na kahulugan ng periodic law.
Ang pisikal na kahulugan ng periodic law ay nakasalalay sa panaka-nakang pagbabago sa mga katangian ng mga elemento, bilang resulta ng pana-panahong pag-uulit ng e-th shell ng mga atomo, na may pare-parehong pagtaas sa n.
Ang modernong pagbabalangkas ng D.I. Mendeleev's PZ.
Ang mga katangian ng mga elemento ng kemikal, pati na rin ang mga katangian ng simple o kumplikadong mga sangkap na nabuo sa kanila, ay pana-panahong nakasalalay sa laki ng singil ng nuclei ng kanilang mga atomo.
Periodic table ng mga elemento.
Ang periodic system ay isang sistema ng pag-uuri ng mga elemento ng kemikal na nilikha batay sa periodic law. Ang periodic table ay nagtatatag ng mga ugnayan sa pagitan ng mga elemento ng kemikal na nagpapakita ng kanilang pagkakatulad at pagkakaiba.
Periodic table (mayroong dalawang uri: maikli at mahaba) ng mga elemento.
Ang periodic table ng mga elemento ay isang graphical na representasyon ng periodic system ng mga elemento, na binubuo ng 7 panahon at 8 grupo.
Tanong 10
Pana-panahong sistema at istraktura ng mga elektronikong shell ng mga atomo ng mga elemento.
Nang maglaon ay napag-alaman na hindi lamang ang serial number ng isang elemento ang may malalim na pisikal na kahulugan, kundi pati na rin ang iba pang mga konseptong naunang tinalakay ay unti-unti ding nakakuha ng pisikal na kahulugan. Halimbawa, ang numero ng pangkat, na nagpapahiwatig ng pinakamataas na valence ng isang elemento, sa gayon ay nagpapakita ng maximum na bilang ng mga electron sa isang atom ng isang partikular na elemento na maaaring lumahok sa pagbuo ng isang kemikal na bono.
Ang numero ng panahon, sa turn, ay naging nauugnay sa bilang ng mga antas ng enerhiya na naroroon sa shell ng elektron ng isang atom ng isang elemento ng isang naibigay na panahon.
Kaya, halimbawa, ang "mga coordinate" ng tin Sn (serial number 50, period 5, pangunahing subgroup ng pangkat IV) ay nangangahulugan na mayroong 50 electron sa isang tin atom, sila ay ipinamamahagi sa higit sa 5 na antas ng enerhiya, 4 na electron lamang ang valence. .
Napakahalaga ng pisikal na kahulugan ng paghahanap ng mga elemento sa mga subgroup ng iba't ibang kategorya. Ito ay lumiliko na para sa mga elemento na matatagpuan sa kategorya I subgroups, ang susunod na (huling) electron ay matatagpuan sa s-sublevel panlabas na antas. Ang mga elementong ito ay nabibilang sa elektronikong pamilya. Para sa mga atomo ng mga elemento na matatagpuan sa mga subgroup ng kategorya II, ang susunod na electron ay matatagpuan sa p-sublevel panlabas na antas. Ang mga ito ay mga elemento ng "p" na elektronikong pamilya. Kaya, ang susunod na ika-50 elektron sa mga atomo ng lata ay matatagpuan sa p-sublevel ng panlabas, ibig sabihin, ika-5 na antas ng enerhiya.
Para sa mga atomo ng mga elemento ng kategorya III subgroup, ang susunod na electron ay matatagpuan sa d-sublevel, ngunit nasa panlabas na antas, ito ay mga elemento ng "d" na elektronikong pamilya. Sa lanthanide at actinide atoms, ang susunod na electron ay matatagpuan sa f-sublevel, bago ang panlabas na antas. Ito ang mga elemento ng elektronikong pamilya "f".
Hindi nagkataon, samakatuwid, na ang mga bilang ng mga subgroup ng 4 na kategoryang ito na nabanggit sa itaas, iyon ay, 2-6-10-14, ay nag-tutugma sa pinakamataas na bilang ng mga electron sa s-p-d-f sublevels.
Ngunit lumalabas na posible na malutas ang tanong ng pagkakasunud-sunod ng pagpuno ng shell ng elektron at makuha ang elektronikong formula para sa isang atom ng anumang elemento batay sa periodic system, na may sapat na kalinawan ay nagpapahiwatig ng antas at sublevel ng bawat isa. sunud-sunod na elektron. Ipinapahiwatig din ng periodic system ang paglalagay ng mga elemento nang sunud-sunod sa mga yugto, grupo, subgroup at ang distribusyon ng kanilang mga electron sa mga antas at sublevel, dahil ang bawat elemento ay may kanya-kanyang, na nagpapakilala sa huling elektron nito. Bilang isang halimbawa, tingnan natin ang pag-compile ng isang elektronikong formula para sa isang atom ng elementong zirconium (Zr). Ang periodic system ay nagbibigay ng mga indicator at “coordinate” ng elementong ito: serial number 40, period 5, group IV, secondary subgroup. Unang konklusyon: a) mayroong 40 electron sa kabuuan, b) ang 40 electron na ito ay ipinamamahagi sa limang antas ng enerhiya; c) sa 40 electron 4 lamang ang valence, d) ang susunod na ika-40 na electron ay pumasok sa d-sublevel bago ang panlabas, ibig sabihin, ikaapat na antas ng enerhiya. Ang mga katulad na konklusyon ay maaaring iguguhit tungkol sa bawat isa sa 39 na elemento bago ang zirconium, tanging ang mga tagapagpahiwatig at Ang mga coordinate ay magkakaiba sa bawat oras.
