Obsah článku
PERIODICKÝ SYSTÉM 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 atómovým číslom prvku v periodickej tabuľke a je tzv. atómový číslo element. Periodická tabuľka prvkov je zostavená 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 všeobecných vlastností; zvislé stĺpce - skupiny– kombinovať prvky s podobnými vlastnosťami. Periodický systém umožňuje dozvedieť sa o vlastnostiach prvku bez špeciálneho výskumu iba na základe známych vlastností prvkov susediacich v skupine alebo období. Fyzikálne a chemické vlastnosti (stav agregácie, tvrdosť, farba, valencia, ionizácia, stabilita, metalickosť alebo nekovovosť 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 stavu agregácie 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 | ja = 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 | Št = 118 | ||||
| Tabuľka 2. UPRAVENÁ PERIODICKÁ TABUĽKA | |||||||||||||||||||||||||
| Skupina | ja | II | III | IV | V | VI | VII | VIII | 0 | ||||||||||||||||
| Oxidový alebo hydridový vzorec Podskupina |
R2O | R.O. | R203 | RH 4 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 magnézium 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 Co 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 Platinum 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 MUDr |
102 Nie |
103 Lr |
|||||||||||
| *Lantanoidy: cér, prazeodým, neodým, promethium, samárium, európium, gadolínium, terbium, dysprózium, holmium, erbium, thulium, ytterbium, lutetium. **Aktinidy: tórium, protaktínium, urán, neptunium, plutónium, amerícium, kúrium, berkelium, kalifornium, einsteinium, fermium, mendelevium, nobelium, lawrencium. Poznámka. Atómové číslo je uvedené nad symbolom prvku a 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. Ďalšie 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 existuje séria 14 prvkov - lantanoidov, ktoré formálne nemajú v tabuľke miesto a zvyčajne sa nachádzajú pod stolom. Ďalšia podobná séria - aktinidy - sa nachádza v 7. období. Táto séria zahŕňa prvky vyrobené v laboratóriu, napríklad bombardovaním uránu subatomárnymi časticami, a nachádza sa aj pod tabuľkou pod lantanoidmi.
Skupiny a podskupiny.
Keď sú obdobia usporiadané pod sebou, prvky sú usporiadané do stĺpcov, ktoré tvoria skupiny očíslované 0, I, II,..., VIII. Predpokladá sa, že prvky v každej skupine vykazujú podobné všeobecné chemické vlastnosti. Ešte väčšia podobnosť sa pozoruje u prvkov v podskupinách (A a B), ktoré sú tvorené z prvkov všetkých skupín okrem 0 a VIII. Podskupina A sa nazýva hlavná a podskupina B sa nazýva sekundárna. 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. Tieto prvky, ktoré sa nachádzajú uprostred dlhých období, sú si navzájom viac podobné ako prvky pred nimi a po nich. V niekoľkých prípadoch dochádza k porušeniu poradia zvyšovania atómových hmotností (presnejšie atómových hmotností), napríklad telúru a jódu, argónu a pary draslíka. 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. (Nekovy zahŕňajú 22 prvkov - H, B, C, Si, N, P, As, O, S, Se, Te, halogény a inertné plyny; kovy zahŕňajú všetky ostatné prvky.) V tejto línii sú prvky, ktoré majú niektoré 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 oxidačný stav (s.o.), ktorý je mu podobný. Oxidačný stav zodpovedá náboju, ktorý by atóm získal, keby všetky elektrónové páry jeho chemických väzieb boli posunuté smerom k elektronegatívnym atómom. V každom období, zľava doprava, dochádza k zvýšeniu kladného oxidačného stavu prvkov. Prvky skupiny I majú d.o. rovné +1 a vzorec oxidu je R20, prvky skupiny II majú +2 a RO atď. Prvky s negatívnym s.o. sú v skupinách V, VI a VII; Predpokladá sa, že uhlík a kremík, ktoré sú v skupine IV, nemajú negatívny oxidačný stav. Halogény s oxidačným stavom –1 tvoria zlúčeniny s vodíkom v zložení RH. Vo všeobecnosti kladný oxidačný stav prvku zodpovedá číslu skupiny a záporný sa rovná rozdielu osem mínus číslo skupiny. Tabuľka nemôže 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. Poradie prvku v periodickej tabuľke – jeho atómové číslo – je pre pochopenie jeho chemických vlastností oveľa dôležitejšie ako jeho atómová hmotnosť (t. j. relatívna atómová hmotnosť).
Štruktúra atómu.
V roku 1913 N. Bohr použil jadrový model atómovej štruktúry 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 obieha 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 náboja elektrónov. . 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 jadrovým nábojom v jednotkách náboja elektrónu, potom frekvencie (vlnové dĺžky) zodpovedajúcich čiar v röntgenových spektrách rôznych prvkov musia byť úmerné Z 2, druhej mocnine sily prvku. atómové číslo.
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 atómovej štruktúry 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 „princíp vylúčenia“ (Pauliho princíp), podľa ktorého atóm nemôže mať dva elektróny, ktorých kvantové čísla sú všetky 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 počet elektrónov, aby sa zachovala elektrická neutralita atómu. Tieto elektróny určujú chemické „správanie“ atómu. Podľa Pauliho princípu, keď sa hodnota kvantového čísla zvyšuje, elektróny vypĺňajú elektronické vrstvy (škrupiny), počnúc tými, 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.
Nasledujúca tabuľka ukazuje 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 mínus 1. Každá hodnota l zodpovedá určitému typu orbitálu - s, p, d, f... (toto označenie pochádza zo spektroskopického názvoslovia 18. storočia, kedy sa rôzne série pozorovaných spektrálnych čiar tzv. s harfa, p poručiteľ, d vypúšťať 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 realizuje sa v héliu. Ďalšie úrovne - 2 s a 2 p– zodpovedajú štruktúre obalov atómov prvkov 2. periódy a pri plnej štruktúre 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, preto sa prvky 3. periódy budujú 3 s- a 3 p-orbitály, končiace vytvorením stabilnej štruktúry vzácneho plynu argón. Nasleduje sekvenčná konštrukcia 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. Stavba prebieha podobným spôsobom 5 s-, 4d- a 5 p-orbitály atómov prvkov 5. (t.j. druhej dlhej) periódy, končiace elektrónovou štruktúrou xenónu.
Lantanidy a aktinidy.
Sekvenčné plnenie elektrónmi 6 s-, 4f-, 5d- a 6 p-orbitály v prvkoch 6. (t.j. tretej dlhej) periódy vedie k objaveniu sa nových 32 elektrónov, ktoré tvoria štruktúru posledného prvku tejto periódy - radónu. Počnúc prvkom 57, lantánom, je za sebou usporiadaných 14 prvkov, ktoré sa len málo líšia svojimi chemickými vlastnosťami. Tvoria sériu lantanoidov alebo prvkov vzácnych zemín, v ktorých 4 f- škrupina obsahujúca 14 elektrónov.
Séria aktinoidov, ktorá sa nachádza za aktíniom (atómové číslo 89), sa vyznačuje štruktúrou 5 f- mušle; zahŕňa aj 14 prvkov s veľmi podobnými chemickými vlastnosťami. Prvok s atómovým číslom 104 (rutherfordium), vedľa posledného z aktinoidov, sa už líši chemickými vlastnosťami: je to analóg hafnia. Pre prvky 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, pretože pomocou periodickej tabuľky je možné nahradiť jeden z kovov zliatiny, pričom náhradu zaň vyberú medzi susedmi na stole tak, aby istou mierou pravdepodobnosti nedôjde k výraznej zmene vlastností výslednej zliatiny
Od svojich prvých hodín chémie ste používali tabuľku D.I. Mendelejeva. Jasne dokazuje, že všetky chemické prvky, ktoré tvoria látky sveta okolo nás, sú vzájomne prepojené a riadia sa všeobecnými zákonmi, to znamená, že predstavujú jeden celok – systém chemických prvkov. Preto sa v modernej vede tabuľka D.I. Mendelejeva nazýva Periodická tabuľka chemických prvkov.
Prečo „periodický“ je vám tiež jasné, pretože všeobecné vzorce zmien vlastností atómov, jednoduchých a zložitých látok tvorených chemickými prvkami sa v tomto systéme opakujú v určitých intervaloch - periódach. Niektoré z týchto vzorov uvedených v tabuľke 1 už poznáte.
Všetky chemické prvky existujúce na svete teda v prírode podliehajú jedinému, objektívne platnému periodickému zákonu, ktorého grafickým znázornením je periodická sústava prvkov. Tento zákon a systém sú pomenované po veľkom ruskom chemikovi D.I. Mendelejevovi.
D.I. Mendelejev dospel k objavu periodického zákona porovnaním vlastností a relatívnych atómových hmotností chemických prvkov. Aby to urobil, D.I. Mendelejev zapísal na kartu pre každý chemický prvok: symbol prvku, hodnotu relatívnej atómovej hmotnosti (v čase D.I. Mendelejeva sa táto hodnota nazývala atómová hmotnosť), vzorce a povaha prvku. vyšší oxid a hydroxid. Usporiadal 63 dovtedy známych chemických prvkov do jedného reťazca v rastúcom poradí ich relatívnych atómových hmotností (obr. 1) a analyzoval tento súbor prvkov, snažiac sa v ňom nájsť určité vzorce. V dôsledku intenzívnej tvorivej práce zistil, že v tomto reťazci existujú intervaly – obdobia, v ktorých sa vlastnosti prvkov a nimi tvorených látok menia podobným spôsobom (obr. 2).
Ryža. 1.
Karty prvkov usporiadané v rastúcom poradí ich relatívnej atómovej hmotnosti
Ryža. 2.
Karty prvkov usporiadané v poradí periodických zmien vlastností prvkov a látok nimi tvorených
Laboratórny pokus č.2
Modelovanie konštrukcie periodickej tabuľky D. I. Mendelejeva
| Modelujte konštrukciu periodickej tabuľky D.I. Mendelejeva. K tomu si pripravte 20 kariet s rozmermi 6 x 10 cm pre prvky s poradovými číslami od 1. do 20. Na každej karte uveďte nasledujúce informácie o prvku: chemický symbol, názov, relatívna atómová hmotnosť, vzorec vyššieho oxidu, hydroxidu (v zátvorkách uveďte ich povahu – zásadité, kyslé alebo amfotérne), vzorec prchavej zlúčeniny vodíka (pre ne kovy). Zamiešajte karty a potom ich usporiadajte do radu v poradí, v akom sa zvyšujú relatívne atómové hmotnosti prvkov. Umiestnite podobné prvky od 1. do 18. pod seba: vodík nad lítium a draslík pod sodík, vápnik pod horčík, hélium pod neón. Formulujte vzor, ktorý ste identifikovali, vo forme zákona. Všimnite si rozpor medzi relatívnymi atómovými hmotnosťami argónu a draslíka a ich umiestnením z hľadiska spoločných vlastností prvkov. Vysvetlite príčinu tohto javu. |
Uveďme si ešte raz pomocou moderných výrazov pravidelné zmeny vlastností, ktoré sa prejavujú v priebehu období:
- kovové vlastnosti sa oslabujú;
- zlepšujú sa nekovové vlastnosti;
- stupeň oxidácie prvkov vo vyšších oxidoch sa zvyšuje z +1 na +8;
- stupeň oxidácie prvkov v prchavých zlúčeninách vodíka sa zvyšuje z -4 na -1;
- oxidy od zásaditých cez amfotérne sú nahradené kyslými;
- hydroxidy od alkálií cez amfotérne hydroxidy sú nahradené kyselinami obsahujúcimi kyslík.
Na základe týchto pozorovaní urobil D.I. Mendelejev v roku 1869 záver - sformuloval periodický zákon, ktorý podľa moderných termínov znie takto:
Systematizujúc chemické prvky na základe ich relatívnych atómových hmotností venoval veľkú pozornosť vlastnostiam prvkov a nimi tvorených látok aj D. I. Mendelejev, pričom prvky s podobnými vlastnosťami rozdeľoval do zvislých stĺpcov – skupín. Niekedy v rozpore so vzorom, ktorý identifikoval, umiestnil ťažšie prvky pred prvky s nižšou relatívnou atómovou hmotnosťou. Napríklad do tabuľky napísal kobalt pred nikel, telúr pred jód a keď boli objavené inertné (ušľachtilé) plyny, argón pred draslík. D.I. Mendelejev považoval tento poriadok usporiadania za nevyhnutný, pretože inak by tieto prvky spadali do skupín prvkov, ktoré sa im nepodobajú vo vlastnostiach. Takže najmä alkalický kov draslík by patril do skupiny inertných plynov a inertný plyn argón by patril do skupiny alkalických kovov.
D.I. Mendelejev nedokázal vysvetliť tieto výnimky zo všeobecného pravidla, ako aj dôvod periodicity zmien vlastností prvkov a látok nimi tvorených. Predvídal však, že tento dôvod spočíva v zložitej štruktúre atómu. Bola to vedecká intuícia D. I. Mendelejeva, ktorá mu umožnila zostrojiť systém chemických prvkov nie v poradí zvyšovania ich relatívnej atómovej hmotnosti, ale v poradí zvyšovania nábojov ich atómových jadier. To, že vlastnosti prvkov sú presne určené nábojmi ich atómových jadier, výrečne demonštruje existencia izotopov, s ktorými ste sa stretli minulý rok (spomeňte si, čo to je, uveďte príklady izotopov, ktoré poznáte).
V súlade s modernými predstavami o štruktúre atómu sú základom klasifikácie chemických prvkov náboje ich atómových jadier a moderná formulácia periodického zákona je nasledovná:
Periodicita zmien vlastností prvkov a ich zlúčenín sa vysvetľuje periodickým opakovaním v štruktúre vonkajších energetických hladín ich atómov. Je to počet energetických úrovní, celkový počet elektrónov na nich umiestnených a počet elektrónov na vonkajšej úrovni, ktoré odrážajú symboliku prijatú v periodickom systéme, to znamená, že odhaľujú fyzikálny význam poradového čísla prvku, periódy číslo a číslo skupiny (z čoho pozostáva?).
Štruktúra atómu umožňuje vysvetliť príčiny zmien kovových a nekovových vlastností prvkov v periódach a skupinách.
Periodický zákon a periodický systém D.I. Mendelejeva následne zhŕňajú informácie o chemických prvkoch a látkach, ktoré tvoria, a vysvetľujú periodicitu zmien ich vlastností a dôvod podobnosti vlastností prvkov tej istej skupiny.
Tieto dva najdôležitejšie významy Periodického zákona a Periodického systému D. I. Mendelejeva dopĺňa ešte jeden, ktorým je schopnosť predpovedať, teda predpovedať, popisovať vlastnosti a naznačovať spôsoby objavovania nových chemických prvkov. Už vo fáze vytvárania periodickej tabuľky urobil D.I. Mendelejev množstvo predpovedí o vlastnostiach prvkov v tom čase ešte neznámych a naznačil spôsoby ich objavovania. V tabuľke, ktorú vytvoril, nechal D. I. Mendelejev pre tieto prvky prázdne bunky (obr. 3).
Ryža. 3.
Periodická tabuľka prvkov navrhnutá D. I. Mendelejevom
Živými príkladmi predikčnej sily Periodického zákona boli následné objavy prvkov: v roku 1875 Francúz Lecoq de Boisbaudran objavil gálium, ktoré o päť rokov skôr predpovedal D. I. Mendelejev ako prvok nazývaný „ekaaluminium“ (eka - next); v roku 1879 objavil Švéd L. Nilsson „ekabor“ podľa D. I. Mendelejeva; v roku 1886 Nemcom K. Winklerom - „exasilikón“ podľa D. I. Mendelejeva (moderné názvy týchto prvkov určte z tabuľky D. I. Mendelejeva). Ako presný bol D.I. Mendelejev vo svojich predpovediach ilustrujú údaje v tabuľke 2.
tabuľka 2
Predpovedané a experimentálne objavené vlastnosti germánia
|
Predpovedal D. I. Mendelejev v roku 1871 |
Založená K. Winklerom v roku 1886 |
|
Relatívna atómová hmotnosť je blízka 72 |
Relatívna atómová hmotnosť 72,6 |
|
Sivý žiaruvzdorný kov |
Sivý žiaruvzdorný kov |
|
Hustota kovu je asi 5,5 g/cm3 |
Hustota kovu 5,35 g/cm3 |
|
Oxidový vzorec E0 2 |
Vzorec oxidu Ge02 |
|
Hustota oxidu je asi 4,7 g/cm3 |
Hustota oxidu 4,7 g/cm3 |
|
Oxid sa celkom ľahko zredukuje na kov |
Oxid Ge02 sa pri zahrievaní v prúde vodíka redukuje na kov |
|
Chlorid ES1 4 by mala byť kvapalina s bodom varu asi 90 °C a hustotou asi 1,9 g/cm3 |
Chlorid germánium (IV) GeCl 4 je kvapalina s bodom varu 83 °C a hustotou 1,887 g/cm 3 |
Vedci, ktorí objavili nové prvky, vysoko ocenili objav ruského vedca: „Sotva môže existovať nápadnejší dôkaz platnosti doktríny o periodicite prvkov ako objav ešte stále hypotetického eka-kremíka; predstavuje, samozrejme, viac než len jednoduché potvrdenie odvážnej teórie – znamená vynikajúce rozšírenie chemického zorného poľa, obrovský krok v oblasti poznania“ (K. Winkler).
Americkí vedci, ktorí objavili prvok č. 101, mu dali meno „mendelevium“ na počesť veľkého ruského chemika Dmitrija Mendelejeva, ktorý ako prvý použil Periodickú tabuľku prvkov na predpovedanie vlastností vtedy neobjavených prvkov.
Stretli ste sa v 8. ročníku a tento rok budete používať formu periodickej tabuľky, ktorá sa nazýva forma krátkeho obdobia. V špecializovaných triedach a na vysokých školách sa však prevažne používa iná forma - dlhodobá verzia. Porovnajte ich. Čo sú rovnaké a čo sa líšia v týchto dvoch formách periodickej tabuľky?
Nové slová a pojmy
- Periodický zákon D. I. Mendelejeva.
- Periodická tabuľka chemických prvkov od D.I. Mendelejeva je grafickým znázornením periodického zákona.
- Fyzický význam čísla prvku, čísla periódy a čísla skupiny.
- Vzorce zmien vlastností prvkov v obdobiach a skupinách.
- Význam periodického zákona a periodickej sústavy chemických prvkov od D. I. Mendelejeva.
Úlohy na samostatnú prácu
- Dokážte, že periodický zákon D.I. Mendelejeva, ako každý iný prírodný zákon, vykonáva vysvetľujúce, zovšeobecňujúce a prediktívne funkcie. Uveďte príklady ilustrujúce tieto funkcie iných zákonov, ktoré poznáte z kurzov chémie, fyziky a biológie.
- Pomenujte chemický prvok, v ktorého atóme sú elektróny usporiadané v úrovniach podľa radu čísel: 2, 5. Akú jednoduchú látku tvorí tento prvok? Aký je vzorec jeho vodíkovej zlúčeniny a ako sa nazýva? Aký je vzorec najvyššieho oxidu tohto prvku, aký je jeho charakter? Napíšte reakčné rovnice charakterizujúce vlastnosti tohto oxidu.
- Berýlium bolo predtým klasifikované ako prvok skupiny III a jeho relatívna atómová hmotnosť bola považovaná za 13,5. Prečo ho D.I. Mendelejev presunul do skupiny II a opravil atómovú hmotnosť berýlia z 13,5 na 9?
- Napíšte reakčné rovnice medzi jednoduchou látkou tvorenou chemickým prvkom, v ktorej atóme sú elektróny rozdelené medzi energetické hladiny podľa radu čísel: 2, 8, 8, 2, a jednoduchými látkami tvorenými prvkami č. 7 a č. 8 v periodickej tabuľke. Aký typ chemickej väzby je prítomný v produktoch reakcie? Akú kryštálovú štruktúru majú pôvodné jednoduché látky a produkty ich vzájomného pôsobenia?
- Usporiadajte nasledujúce prvky v poradí zvyšujúcich sa kovových vlastností: As, Sb, N, P, Bi. Výsledný rad zdôvodnite na základe štruktúry atómov týchto prvkov.
- Usporiadajte nasledujúce prvky v poradí zvyšujúcich sa nekovových vlastností: Si, Al, P, S, Cl, Mg, Na. Výsledný rad zdôvodnite na základe štruktúry atómov týchto prvkov.
- Zoraďte v poradí zoslabovania kyslých vlastností oxidy, ktorých vzorce sú: SiO 2, P 2 O 5, Al 2 O 3, Na 2 O, MgO, Cl 2 O 7. Výsledný rad zdôvodnite. Napíšte vzorce hydroxidov zodpovedajúcich týmto oxidom. Ako sa mení ich kyslý charakter v sérii, ktorú ste navrhli?
- Napíšte vzorce oxidov bóru, berýlia a lítia a usporiadajte ich vo vzostupnom poradí podľa ich hlavných vlastností. Napíšte vzorce hydroxidov zodpovedajúcich týmto oxidom. Aká je ich chemická povaha?
- Čo sú izotopy? Ako prispel objav izotopov k rozvoju periodického zákona?
- Prečo sa náboje atómových jadier prvkov v periodickej tabuľke D.I. Mendelejeva menia monotónne, to znamená, že náboj jadra každého nasledujúceho prvku sa zvyšuje o jednu v porovnaní s nábojom atómového jadra predchádzajúceho prvku a vlastnosti prvkov a látok, ktoré tvoria, sa periodicky menia?
- Uveďte tri formulácie periodického zákona, v ktorých sa za základ systematizácie chemických prvkov považuje relatívna atómová hmotnosť, náboj atómového jadra a štruktúra vonkajších energetických hladín v elektrónovom obale atómu.
Pojem prvkov ako primárnych látok pochádza z dávnych čias a postupne sa meniaci a spresňujúci sa dostal až do našej doby. Zakladateľmi vedeckých názorov na chemické prvky sú R. Boyle (7. storočie), M. V. Lomonosov (18. storočie) a Dalton (19. storočie).
Do začiatku 19. stor. Bolo známych asi 30 prvkov, do polovice 19. storočia - asi 60. Keď sa počet prvkov nahromadil, vyvstala úloha ich systematizácie. Takéto pokusy pred D.I. Mendelejev nemal menej ako päťdesiat; Systematizácia bola založená na: atómovej hmotnosti (teraz nazývanej atómová hmotnosť), chemickom ekvivalente a valencii. Keď pristupujeme ku klasifikácii chemických prvkov metafyzicky, snažiac sa systematizovať iba prvky známe v tom čase, žiadny z predchodcov D.I. Mendelejeva nedokázal objaviť univerzálne prepojenie prvkov alebo vytvoriť jednotný harmonický systém odrážajúci zákon vývoja hmoty. Tento dôležitý problém pre vedu brilantne vyriešil v roku 1869 veľký ruský vedec D.I. Mendelejev, ktorý objavil periodický zákon.
Mendelejevova systematizácia bola založená na: a) atómovej hmotnosti ab) chemickej podobnosti medzi prvkami. Najvýraznejším vyjadrením podobnosti vlastností prvkov je ich identická najvyššia valencia. Atómová hmotnosť (atómová hmotnosť) aj najvyššia valencia prvku sú kvantitatívne, číselné konštanty vhodné na systematizáciu.
Po usporiadaní všetkých 63 prvkov známych v tom čase za sebou v poradí podľa rastúcich atómových hmotností si Mendelejev všimol periodickú opakovateľnosť vlastností prvkov v nerovnakých intervaloch. V dôsledku toho Mendelejev vytvoril prvú verziu periodickej tabuľky.
Pravidelná povaha zmeny atómových hmôt prvkov pozdĺž vertikál a horizontál tabuľky, ako aj prázdnych priestorov v nej vytvorených, umožnili Mendeleevovi odvážne predpovedať prítomnosť množstva prvkov, ktoré ešte neboli známe. k vtedajšej vede a dokonca načrtnúť ich atómové hmotnosti a základné vlastnosti na základe predpokladaných polohových prvkov v tabuľke. To by sa dalo urobiť len na základe systému, ktorý objektívne odráža zákon vývoja hmoty. Podstata periodického zákona D.I. Mendelejeva sformulovaného v roku 1869: „Vlastnosti jednoduchých telies, ako aj formy a vlastnosti zlúčenín prvkov sú periodicky závislé od veľkosti atómových hmotností (hmotnosti) prvkov.
Periodická tabuľka prvkov.
V roku 1871 D.I. Mendelejev uvádza druhú verziu periodickej tabuľky (tzv. krátku formu tabuľky), v ktorej identifikuje rôzne stupne vzťahu medzi prvkami. Táto verzia systému umožnila Mendelejevovi predpovedať existenciu 12 prvkov a opísať vlastnosti troch z nich s veľmi vysokou presnosťou. V období od roku 1875 do roku 1886. tieto tri prvky boli objavené a bola odhalená úplná zhoda ich vlastností s tými, ktoré predpovedal veľký ruský vedec. Tieto prvky dostali tieto názvy: skandium, gálium, germánium. Potom periodický zákon získal všeobecné uznanie ako objektívny zákon prírody a je teraz základom chémie, fyziky a iných prírodných vied.
Periodická tabuľka chemických prvkov je grafickým vyjadrením periodického zákona. Je známe, že množstvo zákonov, okrem verbálnych formulácií, možno znázorniť graficky a vyjadriť matematickými vzorcami. Toto je tiež periodický zákon; len matematické zákony v ňom obsiahnuté, o ktorých sa bude diskutovať nižšie, ešte nie sú spojené všeobecným vzorcom. Znalosť periodickej tabuľky uľahčuje štúdium všeobecnej chémie.
Dizajn moderného periodického systému sa v zásade len málo líši od verzie z roku 1871. Symboly prvkov v periodickom systéme sú usporiadané vo vertikálnych a horizontálnych stĺpcoch. To vedie k zjednocovaniu prvkov do skupín, podskupín, období. Každý prvok zaberá špecifickú bunku v tabuľke. Vertikálne grafy sú skupiny (a podskupiny), horizontálne grafy sú obdobia (a série).
Podľa skupiny je súbor prvkov s rovnakou mocnosťou kyslíka. Táto najvyššia valencia je určená číslom skupiny. Keďže súčet najvyšších valencií pre kyslík a vodík pre nekovové prvky je osem, je ľahké určiť vzorec najvyššej zlúčeniny vodíka podľa čísla skupiny. Takže pre fosfor - prvok piatej skupiny - najvyššia valencia pre kyslík je päť, vzorec najvyššieho oxidu je P2O5 a vzorec zlúčeniny s vodíkom je PH3. Pre síru, prvok šiestej skupiny, je vzorec najvyššieho oxidu SO3 a vzorec najvyššej zlúčeniny s vodíkom je H2S.
Niektoré prvky majú vyššiu valenciu, ktorá sa nerovná ich číslu skupiny. Takýmito výnimkami sú meď Cu, striebro Ag, zlato Au. Sú v prvej skupine, ale ich valencie sa líšia od jednej do troch. Napríklad existujú zlúčeniny: CuO; AgO; Cu203; Au203. Kyslík je zaradený do šiestej skupiny, hoci jeho zlúčeniny s valenciou vyššou ako dve sa takmer nikdy nenachádzajú. Fluór P, prvok skupiny VII, je vo svojich najdôležitejších zlúčeninách monovalentný; Bróm Br, prvok skupiny VII, je maximálne päťmocný. Obzvlášť veľa výnimiek je v skupine VIII. Sú v ňom len dva prvky: ruténium Ru a osmium Os majú mocnosť osem, ich vyššie oxidy majú vzorec RuO4 a OsO4.Valencia ostatných prvkov skupiny VIII je oveľa nižšia.
Spočiatku Mendelejevov periodický systém pozostával z ôsmich skupín. Koncom 19. stor. Boli objavené inertné prvky predpovedané ruským vedcom N.A. Morozovom a periodická tabuľka bola doplnená o deviatu skupinu - číslo nula. Teraz mnohí vedci považujú za potrebné opäť sa vrátiť k deleniu všetkých prvkov do 8 skupín. Vďaka tomu je systém harmonickejší; Z pohľadu oktetových (ôsmich) skupín sa niektoré pravidlá a zákony stávajú jasnejšími.
Prvky skupiny sú rozdelené podľa podskupiny. Podskupina spája prvky danej skupiny, ktoré sú si svojimi chemickými vlastnosťami viac podobné. Táto podobnosť závisí od analógie v štruktúre elektronických obalov atómov prvkov. V periodickej tabuľke sú symboly prvkov každej podskupiny usporiadané striktne vertikálne.
Prvých sedem skupín má jednu hlavnú a jednu vedľajšiu podskupinu; v ôsmej skupine je jedna hlavná podskupina, „inertné“ prvky a tri vedľajšie. Názov každej podskupiny je zvyčajne daný názvom vrchného prvku, napr.: podskupina lítia (Li-Na-K-Rb-Cs-Fr), podskupina chrómu (Cr-Mo-W). podskupina sú chemické analógy, prvky rôznych podskupín tej istej skupiny sa niekedy veľmi výrazne líšia svojimi vlastnosťami. Spoločnou vlastnosťou prvkov hlavnej a vedľajšej podskupiny tej istej skupiny je v podstate len ich identická najvyššia kyslíková valencia. Mangán Mn a chlór C1, nachádzajúce sa v rôznych podskupinách skupiny VII, teda chemicky nemajú takmer nič spoločné: mangán je kov, chlór je typický nekov. Vzorce ich vyšších oxidov a zodpovedajúcich hydroxidov sú však podobné: Mn2O7 - Cl2O7; НМnО4 - НС1О4.
Periodická tabuľka má dva vodorovné rady 14 prvkov umiestnených mimo skupín. Zvyčajne sú umiestnené v spodnej časti tabuľky. Jedna z týchto sérií pozostáva z prvkov nazývaných lantanoidy (doslova: ako lantán), druhá séria pozostáva z prvkov nazývaných aktinidy (ako aktínium). Aktinidové symboly sú umiestnené pod symbolmi lantanoidov. Toto usporiadanie odhaľuje 14 kratších podskupín, z ktorých každá pozostáva z 2 prvkov: toto sú druhé sekundárne alebo lantanoid-aktinidové podskupiny.
Na základe všetkého, čo bolo povedané, rozlišujú: a) hlavné podskupiny, b) sekundárne podskupiny a c) druhé sekundárne (lantanoid-aktinidové) podskupiny.
Treba vziať do úvahy, že niektoré hlavné podskupiny sa navzájom líšia aj štruktúrou atómov svojich prvkov. Na základe toho možno všetky podskupiny periodickej tabuľky rozdeliť do 4 Kategórie.
I. Hlavné podskupiny skupín I a II (podskupiny lítia a berýlia).
II. Šesť hlavných podskupín III - IV - V - VI - VII - VIII skupiny (podskupiny bór, uhlík, dusík, kyslík, fluór a neón).
III. Desať vedľajších podskupín (jedna v skupinách I - VII a tri v skupine VIII). jfc,
IV. Štrnásť lantanoid-aktinidových podskupín.
Počty podskupín týchto 4 kategórií tvoria aritmetickú postupnosť: 2-6-10-14.
Treba poznamenať, že vrcholový prvok ktorejkoľvek hlavnej podskupiny je v období 2; vrchný prvok ktoréhokoľvek bočného prvku - v 4. perióde; vrcholový prvok akejkoľvek podskupiny lantanoid-aktinidov – v 6. perióde. S každou novou párnou periódou periodickej tabuľky sa teda objavujú nové kategórie podskupín.
Každý prvok, okrem toho, že je v tej či onej skupine a podskupine, sa nachádza aj v jednom zo siedmich období.
Perióda je postupnosť prvkov, počas ktorých sa ich vlastnosti menia v poradí postupného zosilňovania z typicky kovových na typicky nekovové (metaloidné). Každá perióda končí inertným prvkom. Keď sa kovové vlastnosti prvkov oslabujú, začnú sa objavovať nekovové vlastnosti, ktoré sa postupne zvyšujú; v strede periód sa zvyčajne vyskytujú prvky, ktoré v tej či onej miere spájajú kovové aj nekovové vlastnosti. Tieto prvky sa často nazývajú amfotérne.
Zloženie periód.
Obdobia nie sú jednotné v počte prvkov, ktoré sú v nich zahrnuté. Prvé tri sa nazývajú malé, zvyšné štyri veľké. Na obr. Obrázok 8 ukazuje zloženie období. Počet prvkov v ľubovoľnom období je vyjadrený vzorcom 2n2, kde n je celé číslo. Obdobie 2 a 3 obsahuje po 8 prvkov; v 4 a 5 - 18 prvkoch; v 6-32 prvkoch; v 7, ktorá ešte nie je dokončená, je 18 prvkov, aj keď teoreticky by tam malo byť aj 32 prvkov.
Pôvodné 1. obdobie. Obsahuje iba dva prvky: vodík H a hélium He. K prechodu vlastností z kovových na nekovové tu dochádza v jednom typicky amfotérnom prvku – vodíku. Posledne menovaný, pokiaľ ide o jeho vlastné kovové vlastnosti, vedie podskupinu alkalických kovov a pokiaľ ide o jeho vlastné nekovové vlastnosti, vedie podskupinu halogénov. Vodík je preto často umiestnený v periodickej tabuľke dvakrát - v skupinách 1 a 7.
Odlišné kvantitatívne zloženie periód vedie k dôležitému dôsledku: susedné prvky malých periód, napríklad uhlík C a dusík N, sa navzájom pomerne výrazne líšia svojimi vlastnosťami: susedné prvky veľkých periód, napríklad olovo Pb a bizmut Bi, sú si navzájom vo vlastnostiach oveľa bližšie, pretože k zmene povahy prvkov počas dlhého obdobia dochádza malými skokmi. V určitých oblastiach dlhých období dokonca dochádza k takému pomalému poklesu metalicity, že blízke prvky sú vo svojich chemických vlastnostiach veľmi podobné. Ide napríklad o triádu prvkov štvrtého obdobia: železo Fe - kobalt Co - nikel Ni, ktorá sa často nazýva „rodina železa“. Horizontálna podobnosť (horizontálna analógia) tu dokonca prekrýva vertikálnu podobnosť (vertikálna analógia); Prvky podskupiny železa - železo, ruténium, osmium - sú teda navzájom chemicky menej podobné ako prvky „rodiny železa“.
Najvýraznejším príkladom horizontálnej analógie sú lantanoidy. Všetky sú navzájom chemicky podobné ako aj lantánu La. V prírode sa nachádzajú v skupinách, ťažko oddeliteľné, typická najvyššia valencia väčšiny z nich je 3. Lantanoidy majú zvláštnu vnútornú periodicitu: každá ôsma z nich v poradí usporiadania do určitej miery opakuje vlastnosti a valenčné stavy. z prvého, t.j. ten, od ktorého začína odpočítavanie. Terbium Tb je teda podobné céru Ce; lutécium Lu - na gadolínium Gd.
Aktinidy sú podobné lantanoidom, ale ich horizontálna analógia je oveľa menej výrazná. Najvyššia valencia niektorých aktinoidov (napríklad urán U) dosahuje šesť. Zásadne možná vnútorná periodicita medzi nimi ešte nebola potvrdená.
Usporiadanie prvkov v periodickej tabuľke. Moseleyho zákon.
D.I. Mendelejev usporiadal prvky do určitej postupnosti, niekedy nazývanej „Mendelejevov rad". Vo všeobecnosti je táto postupnosť (číslovanie) spojená s nárastom atómových hmotností prvkov. Existujú však výnimky. Niekedy logický priebeh zmeny valencie sú v rozpore s priebehom zmien atómových hmotností. V takýchto prípadoch si nevyhnutnosť vyžadovala uprednostniť jeden z týchto dvoch princípov systematizácie. D. I. Mendelejev v niektorých prípadoch porušil princíp usporiadania prvkov s rastúcimi atómovými hmotnosťami a sa spoliehal na chemickú analógiu medzi prvkami Ak by Mendelejev umiestnil nikel Ni pred kobalt Co, jód I pred telúr Te, potom by tieto prvky spadali do podskupín a skupín, ktoré nezodpovedajú ich vlastnostiam a ich najvyššej valencii.
V roku 1913 si anglický vedec G. Moseley, ktorý študoval spektrá röntgenových lúčov pre rôzne prvky, všimol obrazec spájajúci počet prvkov v Mendelejevovej periodickej tabuľke s vlnovou dĺžkou týchto lúčov vyplývajúcich z ožiarenia určitých prvkov katódovými mrakmi. Ukázalo sa, že druhé odmocniny recipročných vlnových dĺžok týchto lúčov sú lineárne spojené so sériovými číslami zodpovedajúcich prvkov. Zákon G. Moseleyho umožnil overiť správnosť „Mendelejevovej série“ a potvrdil jej bezchybnosť.
Poznáme napríklad hodnoty prvkov č. 20 a č. 30, ktorých čísla v systéme nespôsobujú pochybnosti. Tieto hodnoty súvisia s uvedenými číslami lineárnym vzťahom. Aby sme napríklad skontrolovali, či je číslo priradené ku kobaltu (27) správne a súdiac podľa atómovej hmotnosti, toto číslo malo byť nikel, je ožiarené katódovými lúčmi: v dôsledku toho sa z kobaltu uvoľňujú röntgenové lúče. . Ich rozkladom na vhodných difrakčných mriežkach (kryštáloch) získame spektrum týchto lúčov a výberom najčistejšej zo spektrálnych čiar zmeriame vlnovú dĺžku () lúča zodpovedajúceho tejto čiare; potom vynesieme hodnotu na súradnicu. Z výsledného bodu A nakreslite priamku rovnobežnú s osou x, kým sa nepretne s predtým identifikovanou priamkou. Z priesečníka B znížime kolmicu na os x: bude nám presne indikovať kobaltové číslo rovné 27. Periodický systém prvkov D. I. Mendelejeva - plod logických záverov vedca - teda dostal experimentálne potvrdenie.
Moderná formulácia periodického zákona. Fyzický význam sériového čísla prvku.
Po diele G. Moseleyho sa atómová hmotnosť prvku postupne začala vzdávať svojej primárnej úlohy novému, vo svojom vnútornom (fyzikálnom) význame ešte nie jasnému, ale jasnejšej konštante - ordinálnej alebo, ako dnes nazývajú. je to atómové číslo prvku. Fyzikálny význam tejto konštanty odhalila v roku 1920 práca anglického vedca D. Chadwicka. D. Chadwick experimentálne zistil, že atómové číslo prvku sa číselne rovná kladnému náboju Z jadra atómu tohto prvku, t. j. počtu protónov v jadre. Ukázalo sa, že D. I. Mendelejev bez toho, aby to tušil, usporiadal prvky v poradí, ktoré presne zodpovedalo nárastu náboja jadier ich atómov.
Do tejto doby sa tiež zistilo, že atómy toho istého prvku sa môžu navzájom líšiť svojou hmotnosťou; takéto atómy sa nazývajú izotopy. Príkladom môžu byť atómy: a . V periodickej tabuľke izotopy toho istého prvku zaberajú jednu bunku. V súvislosti s objavom izotopov sa objasnil pojem chemický prvok. V súčasnosti je chemický prvok typom atómov, ktoré majú rovnaký jadrový náboj – rovnaký počet protónov v jadre. Objasnila sa aj formulácia periodického zákona. Moderná formulácia zákona hovorí: vlastnosti prvkov a ich zlúčenín sú periodicky závislé od veľkosti a náboja jadier ich atómov.
Periodicky sa menia aj ďalšie charakteristiky prvkov súvisiace so štruktúrou vonkajších elektronických vrstiev atómov, atómové objemy, ionizačná energia a ďalšie vlastnosti.
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 sa nasledujúci (posledný) elektrón nachádza na s-podúrovni vonkajšej úrovne. Tieto prvky patria do rodiny elektroniky. Pre atómy prvkov nachádzajúcich sa v podskupinách kategórie II sa nasledujúci elektrón nachádza na p-podúrovni vonkajšej úrovne. 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-podúrovni, ale už pred vonkajšou úrovňou sú to prvky elektrónovej rodiny „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.
Metodická technika na zostavovanie elektronických vzorcov prvkov na základe periodického systému je preto taká, že postupne zvažujeme elektronický obal každého prvku na ceste k danému prvku, pričom identifikujeme podľa jeho „súradníc“, kam sa jeho ďalší elektrón dostal do obalu.
Prvé dva prvky prvej periódy, vodík H a hélium He, patria do rodiny s. Dva z ich elektrónov vstupujú do s-podúrovne prvej úrovne. Zapisujeme si: Tu končí prvá perióda, prvá energetická hladina tiež. Ďalšie dva prvky druhého obdobia v poradí - lítium Li a berýlium Be sú v hlavných podskupinách skupín I a II. To sú tiež s-elementy. Ich ďalšie elektróny sa budú nachádzať na podúrovni s 2. úrovne. Zapisujeme za sebou 6 prvkov 2. periódy: bór B, uhlík C, dusík N, kyslík O, fluór F a neón Ne. Podľa umiestnenia týchto prvkov v hlavných podskupinách skupín III - Vl sa ich ďalšie elektróny spomedzi šiestich budú nachádzať na podúrovni p 2. úrovne. Zapisujeme si: Inertný prvok neón končí druhú periódu, je dokončená aj druhá energetická hladina. Potom nasledujú dva prvky tretieho obdobia hlavných podskupín skupín I a II: sodík Na a horčík Mg. Sú to s-prvky a ich ďalšie elektróny sa nachádzajú na s-podúrovni 3. úrovne Ďalej je to šesť prvkov 3. periódy: hliník Al, kremík Si, fosfor P, síra S, chlór C1, argón Ar. Podľa umiestnenia týchto prvkov v hlavných podskupinách skupín III - UI sa ich ďalšie elektróny spomedzi šiestich budú nachádzať na p-podúrovni 3. úrovne - Inertný prvok argón dokončil 3. periódu, ale 3. energetická úroveň ešte nie je dokončená, pokiaľ na jej tretej možnej d-podúrovni nie sú žiadne elektróny.
Nasledujú 2 prvky 4. periódy hlavných podskupín skupiny I a II: draslík K a vápnik Ca. To sú opäť s-elementy. Ich ďalšie elektróny budú na s-podúrovni, ale už na 4. úrovni. Pre tieto ďalšie elektróny je energeticky priaznivejšie začať napĺňať 4. úroveň, ktorá je vzdialenejšia od jadra, ako zapĺňať 3d podúroveň. Zapisujeme: Nasledujúcich desať prvkov 4. periódy od č. 21 scandium Sc po č. 30 zinok Zn je v sekundárnych podskupinách III - V - VI - VII - VIII - I - II skupinách. Keďže sú to všetky d-prvky, ich ďalšie elektróny sa nachádzajú na d-podúrovni pred vonkajšou úrovňou, t.j. tretím od jadra. Zapisujeme si:
Nasledujúcich šesť prvkov 4. periódy: gálium Ga, germánium Ge, arzén As, selén Se, bróm Br, kryptón Kr - sú v hlavných podskupinách skupín III - VIIJ. Ich ďalších 6 elektrónov sa nachádza na p-podúrovni vonkajšej, t.j. 4. úrovne: uvažovalo sa o 3b prvkoch; štvrtú periódu dopĺňa inertný prvok kryptón; Dokončená je aj 3. energetická úroveň. Na úrovni 4 sú však úplne vyplnené iba dve podúrovne: s a p (zo 4 možných).
Nasledujú 2 prvky 5. periódy hlavných podskupín skupín I a II: č. 37 rubídium Rb a č. 38 stroncium Sr. Sú to prvky s-rodiny a ich ďalšie elektróny sa nachádzajú na s-podúrovni 5. úrovne: Posledné 2 prvky - č. 39 ytrium YU č. 40 zirkónium Zr - sú už v sekundárnych podskupinách, t.j. do rodiny d. Ich ďalšie dva elektróny pôjdu do d-podúrovne, pred vonkajšou, t.j. 4. úroveň Postupným zhrnutím všetkých záznamov zostavíme elektronický vzorec pre atóm zirkónu č. 40. Odvodený elektronický vzorec pre atóm zirkónia možno mierne upraviť usporiadaním podúrovní v poradí číslovania ich úrovní:
Odvodený vzorec možno samozrejme zjednodušiť na rozdelenie elektrónov iba medzi energetické hladiny: Zr – 2|8| 18 |8 + 2| 2 (šípka označuje vstupný bod nasledujúceho elektrónu; valenčné elektróny sú podčiarknuté). Fyzikálny význam kategórie podskupín nespočíva len v rozdiele v mieste, kde nasledujúci elektrón vstupuje do obalu atómu, ale aj v úrovniach, na ktorých sa nachádzajú valenčné elektróny. Z porovnania zjednodušených elektronických vzorcov napríklad chlór (3. perióda, hlavná podskupina skupiny VII), zirkón (5. perióda, sekundárna podskupina IV. skupiny) a urán (7. perióda, podskupina lantanoid-aktinid)
№17, С1-2|8|7
č. 40, Zr - 2|8|18|8+ 2| 2
č. 92, U - 2|8|18 | 32 |18 + 3|8 + 1|2
Je vidieť, že pre prvky ktorejkoľvek hlavnej podskupiny môžu byť valenciou iba elektróny vonkajšej úrovne (s a p). Pre prvky vedľajších podskupín môžu byť valenčnými elektrónmi elektróny vonkajšej a čiastočne predvonkajšej úrovne (s a d). V lantanoidoch a najmä aktinidoch môžu byť valenčné elektróny umiestnené na troch úrovniach: externá, predvonkajšia a predvonkajšia. Typicky sa celkový počet valenčných elektrónov rovná číslu skupiny.
Vlastnosti prvku. Ionizačná energia. Energia elektrónovej afinity.
Porovnávacie skúmanie vlastností prvkov sa vykonáva v troch možných smeroch periodickej sústavy: a) horizontálne (podľa periódy), b) vertikálne (podľa podskupiny), c) diagonálne. Pre zjednodušenie našej úvahy vylúčime 1. periódu, nedokončenú 7. periódu, ako aj celú skupinu VIII. Zostane hlavný rovnobežník systému, v ktorého ľavom hornom rohu bude lítium Li (č. 3), v ľavom dolnom - cézium Cs (č. 55). Vpravo hore - fluór F (č. 9), vpravo dole - astatín At (č. 85).
inštrukcie. V horizontálnom smere zľava doprava objemy atómov postupne klesajú; vzniká, je to dôsledok vplyvu zvýšenia náboja jadra na elektrónový obal. Vo vertikálnom smere zhora nadol sa v dôsledku zvyšovania počtu úrovní postupne zväčšujú objemy atómov; pozdĺž diagonálneho smeru - oveľa menej jasne definované a kratšie - zostávajú blízko. Ide o všeobecné vzory, z ktorých ako vždy existujú výnimky.
V hlavných podskupinách, keď sa objem atómov zväčšuje, t. j. zhora nadol, je oddeľovanie vonkajších elektrónov jednoduchšie a pridávanie nových elektrónov k atómom je ťažšie. Darovanie elektrónov charakterizuje takzvanú redukčnú silu prvkov, typickú najmä pre kovy. Prídavok elektrónov charakterizuje oxidačnú schopnosť, ktorá je typická pre nekovy. V dôsledku toho sa zhora nadol v hlavných podskupinách zvyšuje redukčná schopnosť atómov prvkov; Zvyšujú sa aj kovové vlastnosti jednoduchých telies zodpovedajúcich týmto prvkom. Oxidačná kapacita klesá.
Zľava doprava naprieč periódami je vzorec zmien opačný: redukčná schopnosť elementárnych atómov klesá, zatiaľ čo oxidačná schopnosť stúpa; zvyšujú sa nekovové vlastnosti jednoduchých telies zodpovedajúcich týmto prvkom.
Pozdĺž diagonálneho smeru zostávajú vlastnosti prvkov viac-menej blízke. Pozrime sa týmto smerom na príklade: berýlium-hliník 
Od berýlia Be k hliníku Al sa dá ísť priamo po uhlopriečke Be → A1, alebo cez bór B, teda po dvoch nohách Be → B a B → A1. Posilnenie nekovových vlastností z berýlia na bór a ich zoslabenie z bóru na hliník vysvetľuje, prečo prvky berýlium a hliník umiestnené na diagonále majú určitú analógiu vo vlastnostiach, hoci nie sú v rovnakej podskupine periodickej tabuľky.
Existuje teda úzka súvislosť medzi periodickou tabuľkou, štruktúrou atómov prvkov a ich chemickými vlastnosťami.
Vlastnosti atómu akéhokoľvek prvku – vzdanie sa elektrónu a premena na kladne nabitý ión – sa kvantifikujú výdajom energie, nazývanej ionizačná energia I*. Vyjadruje sa v kcal/g-atóm alebo hj/g-atóm.
Čím je táto energia nižšia, tým silnejšie má atóm prvku redukčné vlastnosti, tým je prvok kovovejší; Čím väčšia je táto energia, tým slabšie sú kovové vlastnosti, tým silnejšie sú nekovové vlastnosti prvku. Vlastnosť atómu akéhokoľvek prvku prijať elektrón a premeniť sa na záporne nabitý ión sa hodnotí podľa množstva uvoľnenej energie, nazývanej elektrónová afinita E; vyjadruje sa tiež v kcal/g-atóm alebo kJ/g-atóm.
Elektrónová afinita môže byť mierou schopnosti prvku vykazovať nekovové vlastnosti. Čím väčšia je táto energia, tým je prvok nekovový a naopak, čím je energia menšia, tým je prvok kovový.
Často sa na charakterizáciu vlastností prvkov používa veličina tzv elektronegativita.
Je to aritmetický súčet ionizačnej energie a energie elektrónovej afinity
Konštanta je mierou nekovovosti prvkov. Čím je väčší, tým pevnejší prvok vykazuje nekovové vlastnosti.
Treba mať na pamäti, že všetky prvky majú v podstate dvojaký charakter. Rozdelenie prvkov na kovy a nekovy je do určitej miery ľubovoľné, keďže v prírode neexistujú žiadne ostré hrany. Keď sa kovové vlastnosti prvku zvyšujú, jeho nekovové vlastnosti sa oslabujú a naopak. Najviac „kovový“ z prvkov – francium Fr – možno považovať za najmenej nekovový, najviac „nekovový“ – fluór F – možno považovať za najmenej kovový.
Sčítaním hodnôt vypočítaných energií - ionizačnej energie a energie elektrónovej afinity - dostaneme: pre cézium je hodnota 90 kcal/g-a., pre lítium 128 kcal/g-a., pre fluór = 510 kcal/g-a. (hodnota je vyjadrená aj v kJ/g-a.). Toto sú absolútne hodnoty elektronegativity. Pre zjednodušenie používame relatívne hodnoty elektronegativity, pričom elektronegativitu lítia (128) berieme ako jednotu. Potom pre fluór (F) dostaneme:
Pre cézium (Cs) bude relatívna elektronegativita rovná
Na grafe zmien elektronegativity prvkov hlavných podskupín
I-VII skupiny. Porovnávajú sa elektronegativity prvkov hlavných podskupín skupín I-VII. Uvedené údaje udávajú skutočnú polohu vodíka v 1. perióde; nerovnomerný nárast metalicity prvkov zhora nadol v rôznych podskupinách; určitá podobnosť prvkov: vodík - fosfor - telúr (= 2,1), berýlium a hliník (= 1,5) a množstvo ďalších prvkov. Ako vidno z vyššie uvedených porovnaní, pomocou hodnôt elektronegativity je možné navzájom približne porovnávať prvky aj rôznych podskupín a rôznych období.
Graf zmien elektronegativity prvkov hlavných podskupín skupín I-VII.
Periodický zákon a periodický systém prvkov majú obrovský filozofický, vedecký a metodologický význam. Sú to: prostriedok na pochopenie sveta okolo nás. Periodický zákon odhaľuje a odráža dialekticko-materialistickú podstatu prírody. Periodický zákon a periodický systém prvkov presvedčivo dokazujú jednotu a vecnosť sveta okolo nás. Sú najlepším potvrdením platnosti hlavných čŕt marxistickej dialektickej metódy poznania: a) vzájomná prepojenosť a vzájomná závislosť predmetov a javov, b) kontinuita pohybu a vývoja, c) prechod kvantitatívnych zmien na kvalitatívne, c) prechod kvantitatívnych zmien na kvalitatívne. d) boj a jednota protikladov.
Obrovský vedecký význam periodického zákona spočíva v tom, že napomáha tvorivým objavom v oblasti chemických, fyzikálnych, mineralogických, geologických, technických a iných vied. Pred objavením periodického zákona bola chémia nahromadením rozptýlených faktických informácií bez vnútorných súvislostí; Teraz je toto všetko vložené do jediného harmonického systému. Mnohé objavy v oblasti chémie a fyziky boli urobené na základe periodického zákona a periodickej tabuľky prvkov. Periodický zákon otvoril cestu k poznaniu vnútornej stavby atómu a jeho jadra. Je obohatený o stále nové objavy a potvrdzuje sa ako neotrasiteľný, objektívny prírodný zákon. Veľký metodologický a metodologický význam periodického zákona a periodického systému prvkov spočíva v tom, že pri štúdiu chémie poskytujú možnosť rozvíjať u študenta dialekticko-materialistický svetonázor a uľahčujú osvojenie si kurzu chémie: Štúdium chémie by sa nemala zakladať na memorovaní vlastností jednotlivých prvkov a ich zlúčenín, ale posudzovať vlastnosti jednoduchých a zložitých látok na základe vzorov vyjadrených periodickým zákonom a periodickou sústavou prvkov.
možnosť 1
A1. Aký je fyzický význam čísla skupiny tabuľky D.I. Mendelejeva?
2.Toto je náboj jadra atómu
4.Toto je počet neutrónov v jadre
A2. Aký je počet úrovní energie?
1. Sériové číslo
2. Číslo obdobia
3. Číslo skupiny
4. Počet elektrónov
A3.
2. Toto je počet energetických hladín v atóme
3. Toto je počet elektrónov v atóme
A4. Uveďte počet elektrónov na vonkajšej energetickej úrovni v atóme fosforu:
1. 7 elektrónov
2. 5 elektrónov
3. 2 elektróny
4. 3 elektróny
A5. V ktorom riadku sa nachádzajú vzorce hydridov?
1. H 2 O, CO, C 2 H 2 , LiH
2.NaH, CH 4 , H 2 O, CaH 2
3.H 2 O,C 2 H 2 , LiH, Li 2 O
4. NIE, N 2 O 3 , N 2 O 5 , N 2 O
A 6. V ktorej zlúčenine sa oxidačný stav dusíka rovná +1?
1. N 2 O 3
2. NIE
3. N 2 O 5
4. N 2 O
A7. Ktorá zlúčenina zodpovedá oxidu mangánu (II):
1. MnO 2
2. Mn 2 O 7
3. MnCl 2
4. MnO
A8. Ktorý riadok obsahuje iba jednoduché látky?
1. Kyslík a ozón
2. Síra a voda
3. Uhlík a bronz
4. Cukor a soľ
A9. Identifikujte prvok, ak má jeho atóm 44 elektrónov:
1. kobalt
2. cín
3. ruténium
4. niób
A10. Čo má atómovú kryštálovú mriežku?
1. jód
2. germánium
3. ozón
4. biely fosfor
V 1. Zápas
Počet elektrónov na vonkajšej energetickej úrovni atómu
Symbol chemického prvku
A. 3
B. 1
O 6
G 4
1) S 6) C
2) Pá 7) On
3) Mg 8) Ga
4) Al 9) Te
5) Si 10) K
AT 2. Zápas
Názov látky
Vzorec látky
A. Oxidsíra(VI)
B. Hydrid sodný
B. Hydroxid sodný
G. Chlorid železitý
1) SO 2
2) FeCl 2
3) FeCl 3
4) NaH
5) SO 3
6) NaOH
Možnosť 2
A1. Aký je fyzikálny význam čísla obdobia tabuľky D.I. Mendelejeva?
1. Toto je počet energetických úrovní v atóme
2.Toto je náboj jadra atómu
3. Toto je počet elektrónov na vonkajšej energetickej úrovni atómu
4.Toto je počet neutrónov v jadre
A2. Aký je počet elektrónov v atóme?
1. Sériové číslo
2. Číslo obdobia
3. Číslo skupiny
4. Počet neutrónov
A3. Aký je fyzikálny význam atómového čísla chemického prvku?
1. Toto je počet neutrónov v jadre
2. Toto je náboj atómového jadra
3. Toto je počet energetických hladín v atóme
4. Toto je počet elektrónov na vonkajšej energetickej úrovni atómu
A4. Uveďte počet elektrónov na vonkajšej energetickej úrovni v atóme kremíka:
1. 14 elektrónov
2. 4 elektróny
3. 2 elektróny
4. 3 elektróny
A5. V ktorom riadku sa nachádzajú oxidové vzorce?
1. H 2 O, CO, CO 2 , LiOH
2.NaH, CH 4 , H 2 O, CaH 2
3.H 2 O,C 2 H 2 , LiH, Li 2 O
4. NIE, N 2 O 3 , N 2 O 5 , N 2 O
A 6. V ktorej zlúčenine sa oxidačný stav chlóru rovná -1?
1. Cl 2 O 7
2. HClO
3. HCl
4. Cl 2 O 3
A7. Ktorá zlúčenina zodpovedá oxidu dusnatému (IIja):
1. N 2 O
2. N 2 O 3
3. NIE
4. H 3 N
A8. V ktorom rade sa nachádzajú jednoduché a zložité látky?
1. Diamant a ozón
2. Zlato a oxid uhličitý
3. Voda a kyselina sírová
4. Cukor a soľ
A9. Identifikujte prvok, ak má jeho atóm 56 protónov:
1. železo
2. cín
3. bárium
4. mangán
A10. Čo má molekulárnu kryštálovú mriežku?
diamant
kremík
drahokamu
bór
V 1. Zápas
Počet energetických úrovní v atóme
Symbol chemického prvku
A. 5
B. 7
IN. 3
G. 2
1) S 6) C
2) Pá 7) On
3) Mg 8) Ga
4) B 9) Te
5) Sn 10) Rf
AT 2. Zápas
Názov látky
Vzorec látky
A. Hydrid uhlíka (jaV)
B. Oxid vápenatý
B. Nitrid vápenatý
G. Hydroxid vápenatý
1) H 3 N
2) Ca(OH) 2
3) KOH
4) CaO
5) CH 4
6) Ca 3 N 2
Po preštudovaní vlastností prvkov usporiadaných v sérii rastúcich hodnôt ich atómových hmotností veľký ruský vedec D.I. Mendelejev v roku 1869 odvodil zákon periodicity:
vlastnosti prvkov, a teda vlastnosti jednoduchých a zložitých telies, ktoré tvoria, sú periodicky závislé od veľkosti atómových hmotností prvkov.
moderná formulácia Mendelejevovho periodického zákona:
Vlastnosti chemických prvkov, ako aj formy a vlastnosti zlúčenín prvkov periodicky závisia od náboja ich jadier.
Počet protónov v jadre určuje veľkosť kladného náboja jadra a podľa toho aj atómové číslo Z prvku v periodickej tabuľke. Celkový počet protónov a neutrónov je tzv hmotnosť číslo A, približne sa rovná hmotnosti jadra. Preto 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 zapĺňania energetických hladín a orbitálov v atómoch. Klechkovského pravidlá
Poradie distribúcie elektrónov medzi energetickými hladinami a podúrovňami 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 jadru atómu.
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)
Elektrónové stavy charakterizované rôznymi hodnotami l sa zvyčajne nazývajú energetické podúrovne elektrónu v atóme. Každá podúroveň je označená špecifickým písmenom a zodpovedá špecifickému tvaru 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 о odráža prítomnosť vlastnej hybnosti elektrónu.
Spinové kvantové číslo môže mať iba dve hodnoty: m s = +1/2 alebo –1/2
Distribúcia elektrónov v multielektrónových atómoch prebieha v súlade s tromi zásadami:
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 elektrónovej podúrovni, takže ich celkový spin je maximálny. Podobne ako poradie obsadzovania dvojsedadiel v prázdnej električke, ktorá prichádza na zastávku – najprv sa na dvojsedadlá (a elektróny na orbitáloch) posadia ľudia, ktorí sa navzájom nepoznajú, a to až vtedy, keď sú prázdne dvojsedačky skončil za dva.
Princíp minimálnej energie (Pravidlá V.M. Klechkovského, 1954)
1) S narastajúcim nábojom atómového jadra dochádza k postupnému zapĺňaniu elektrónových orbitálov od orbitálov s menšou hodnotou súčtu hlavného a orbitálneho piateho čísla (n + l) po orbitály s väčšou hodnotou tohto súčtu.
2) Pri rovnakých hodnotách súčtu (n + l) nastáva plnenie orbitálov postupne v smere zvyšovania hodnoty hlavného kvantového čísla.
18. Metódy modelovania chemických väzieb: metóda valenčných väzieb a molekulová orbitálna metóda.
Metóda valenčnej väzby
Najjednoduchšia je metóda valenčnej väzby (VB), ktorú v roku 1916 navrhol americký fyzikálny chemik Lewis.
Metóda valenčnej väzby považuje chemickú väzbu za výsledok priťahovania jadier dvoch atómov k jednému alebo viacerým elektrónovým párom, ktoré zdieľajú. 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).
