Sino ang natuklasan ang pana-panahong batas at lumikha ng pskhe. Mga pangkat at panahon ng sistemang Periodic

Pahina 1

Ang modernong pagbabalangkas ng pana-panahong batas ay ang mga sumusunod: ang mga pag-aari ng mga elemento, pati na rin ang mga pag-aari at anyo ng kanilang mga compound, ay pana-panahong nakasalalay sa mga singil ng nukleus ng mga atomo ng mga elemento.

Ang modernong pagbubuo ng pana-panahong batas ng D.I.Mendeleev ay ang mga sumusunod: ang mga katangian ng mga sangkap ng kemikal, pati na rin ang mga form at katangian ng mga compound ng mga elemento, ay pana-panahong nakasalalay sa laki ng singil ng atomic nuclei. Ito ay batay lamang sa mga bagong datos na nagbibigay ng batas at system na may bisa ng pang-agham at kumpirmahin ang kanilang pagiging tama.

Ang modernong pagbabalangkas ng pana-panahong batas: ang mga katangian ng mga simpleng sangkap at mga katangian ng mga sangkap ng mga elemento ay pana-panahong nakasalalay sa pagsingil ng nucleus (atom) ng elemento.

Ang modernong pagbubuo ng pana-panahong batas ng D.I.Mendeleev ay ang mga sumusunod: ang mga katangian ng mga sangkap ng kemikal, pati na rin ang mga form at katangian ng mga compound ng mga elemento, ay pana-panahong nakasalalay sa pagsingil ng atomic nuclei. Nakabatay lamang ito sa mga bagong datos na nagbibigay ng batas at sistemang bisa ng pang-agham at kumpirmahin ang kanilang pagiging tama.

Ang modernong pagbabalangkas ng pana-panahong batas ng D.I.Mendeleev ay ang mga sumusunod: ang mga katangian ng mga elemento, pati na rin ang mga form at katangian ng mga compound ng mga elemento, ay pana-panahong nakasalalay sa laki ng singil ng mga nukleyo ng kanilang mga atomo.

Ang modernong pagbubuo ng pana-panahong batas ng D.I.Mendeleev ay ang mga sumusunod: ang mga katangian ng mga sangkap ng kemikal, pati na rin ang mga form at katangian ng mga compound ng mga elemento, ay pana-panahong nakasalalay sa laki ng singil ng atomic nuclei. Nakabatay lamang ito sa mga bagong datos na nagbibigay ng batas at sistemang bisa ng pang-agham at kumpirmahin ang kanilang pagiging tama.

Paano naiiba ang modernong pagbabalangkas ng pana-panahong batas mula sa naunang isa at kung bakit mas tumpak ito.

Kasama ito sa modernong pagbabalangkas ng Periodic Law of D. I. Mendeleev: ang mga katangian ng mga elemento ay pana-panahong nakasalalay sa serial number.

Bakit ang pagkakabuo ng D.I.Mendeleev at ang modernong pagbubuo ng pana-panahong batas ay hindi magkasalungat.

Batay sa batas ni Moseley at mga natuklasan ng Rutherford at Chadwick, posible na magbigay ng isang makabagong pagbubuo ng pana-panahong batas ng DIMendeleev: ang mga katangian ng mga sangkap ng kemikal at kanilang mga compound ay pana-panahong nakasalalay sa laki ng mga positibong singil ng nuclei ng kanilang mga atomo.

Ang ideya ng kalakhan ng singil ng nukleyar bilang isang pagtukoy ng pag-aari ng atomo ang naging batayan ng modernong pagbubuo ng pana-panahong batas ng D.I.

Nakita natin na ang mga atomo ng parehong elemento ay magkakaiba sa laki ng kanilang timbang na atomic, at samakatuwid ang mga katangian ng kemikal ng mga elemento ay natutukoy hindi sa kanilang bigat na atomic, ngunit sa pagsingil ng atomic nucleus. Samakatuwid, ang modernong pagbabalangkas ng pana-panahong batas ay nagsasabi: ang mga katangian ng mga elemento ay pana-panahong nakasalalay sa kanilang mga serial number.

Ang mga pag-aaral ng istraktura ng mga atomo ay ipinapakita na ang pinakamahalaga at pinaka-matatag na katangian ng isang atom ay ang positibong singil ng nucleus. Samakatuwid, ang modernong pagbabalangkas ng pana-panahong batas ng D.I.Mendeleev ay ang mga sumusunod: ang mga katangian ng mga elemento ng kemikal at ang kanilang mga compound ay pana-panahong nakasalalay sa mga singil ng nukleus ng mga atomo ng mga elemento.

Pinabulaanan ang matatag na kwento na ang napakatalino na pagtuklas sa larangan ay isang bangungot lamang, dapat sabihin na maraming siyentipiko bago gumawa si Mendeleev ng pagtatangka upang lumikha ng isang sistemang kemikal. Ang mga pundasyon nito ay inilatag ng siyentipikong Aleman na si I.V. Si Döbereiner, ang Pranses na A. de Chancourtois at ilang iba pa.

Siya mismo Nagsagawa si Mendeleev ng isang hindi kapani-paniwalang dami ng mga eksperimento at ginugol ng halos dalawampung taon ng kanyang buhay sa paghahanap ng katotohanan. Nabuo niya ang pangunahing mga halaga at pag-andar ng mga elemento, pati na rin ang kanilang mga pag-aari, ngunit ang impormasyon ay hindi umaangkop sa isang bagay na higit pa o mas kaunting istraktura. At nang, pagkatapos ng isa pang gabi na walang tulog, nagpasya siya sa loob ng ilang oras, ibinigay ng utak ang pinagsisikapan ni Mendeleev sa mga nakaraang taon.

Ganito lumitaw ang peryodiko sa pagtatapon ng mga chemist noong 1869, at noong 1871 lamang ang batas mismo ang nabuo, na pinapayagan hindi lamang ang kimika, kundi pati na rin ang maraming iba pang mga agham na magpatuloy.

Ang kakanyahan ng batas

Ang siyentipikong Ruso na si Dmitry Ivanovich Mendeleev ang unang gumawa ng kamangha-manghang pagtuklas ng katotohanang ang isang atom ay hindi isang may hangganan na yunit, na mayroon itong isang nucleus at mga proton na umiikot sa paligid nito, at gayun din ang karamihan ng isang atom ay nakapokus sa nucleus nito . Ang isang patakaran ay nakuha tungkol sa pagbabago ng mga pag-aari ng lahat ng mga elemento na mayroon sa kalikasan at kanilang mga compound ng kemikal, depende sa kung paano nagbabago ang pagsingil ng atomic nuclei.

Ang pagtaas ng singil sa nukleyar ay eksaktong nangyayari sa paglipat mula sa isang sangkap ng kemikal ng talahanayan patungo sa pangalawa, na nasa kapitbahayan. Ang singil ay lumalaki ng 1 yunit ng singil sa elementarya, at ito ay makikita sa talahanayan sa ilalim ng bawat elemento, na itinalaga bilang isang bilang ng atom. Nangangahulugan ito na ang bilang ng mga proton sa nukleus ay bilang na pantay sa bilang ng mga electron ng walang kinikilingan na atomo na tumutugma sa nucleus.

Ito ang panlabas na mga shell na binubuo ng mga electron na tumutukoy sa mga pag-aari ng anumang mga elemento ng kemikal. Ang mga shell na ito ay maaari lamang magbago pana-panahon, at ang mga pagbabagong ito ay direktang nakasalalay sa isang pagtaas o pagbaba ng singil ng mismong nucleus, na matatagpuan sa atom, at ito ito, at hindi ang atomic mass ng mga elemento, na pinagbabatayan ng pana-panahong batas.

Bakit napakahalaga nito

Salamat sa pana-panahong batas, naging posible na hulaan ang pag-uugali ng ilang mga elemento ng kemikal sa iba't ibang mga reaksyon. Natukoy din na may mga koneksyon na hindi pa natuklasan ng agham. Ilang siglo lamang ang lumipas, ang talahanayan ay ganap na napunan.

At ang mga anyo at pag-aari din ng mga simpleng sangkap at compound na nabuo ng mga ito ay pana-panahong nakasalalay sa laki ng singil ng mga nukleyo ng kanilang mga atomo

Ang kakaibang katangian ng Periodic Law bukod sa iba pang mga pangunahing batas ay wala itong pagpapahayag sa anyo ng isang equation sa matematika. Ang pana-panahong batas ay pandaigdigan para sa Uniberso: tulad ng bantog na kimistang Ruso na si ND Zelinsky na sagisag na nabanggit, ang pana-panahong batas ay "pagtuklas ng magkakaugnay na koneksyon ng lahat ng mga atomo sa sansinukob." Ang graphic (tabular) na pagpapahayag ng batas ay ang pana-panahong sistema ng mga elemento ng kemikal na binuo ni Mendeleev. Sa kabuuan, ilang daang mga pagpipilian para sa imahe ng pana-panahong sistema (mga analytical curve, table, geometric figure, atbp.) Ay iminungkahi.

Kasaysayan

Ang paghahanap para sa batayan para sa natural na pag-uuri at systematization ng mga sangkap ng kemikal ay nagsimula nang matagal bago matuklasan ang Periodic Law. Ang mga paghihirap na naranasan ng mga natural na siyentista na unang nagtrabaho sa larangang ito ay sanhi ng kawalan ng pang-eksperimentong data: sa simula ng ika-19 na siglo, ang bilang ng mga kilalang elemento ng kemikal ay maliit, at ang mga tinatanggap na halaga ng atomic ang masa ng maraming elemento ay hindi tama.

Mga triad ni Döbereiner at ang mga unang sistema ng mga elemento

Noong unang bahagi ng 60 ng siglong XIX, maraming mga gawa ang lumitaw nang sabay-sabay, na kaagad na nauuna sa Periodic Law.

"The Earth Spiral" ni de Chancourtois

Octaves ng Newlands

Di-nagtagal pagkatapos ng pag-ikot ng de Chancourtois, ang isang siyentipikong Ingles na si John Newlands ay gumawa ng isang pagtatangka upang ihambing ang mga kemikal na katangian ng mga elemento sa kanilang mga atomic na masa. Pag-aayos ng mga elemento sa pataas na pagkakasunud-sunod ng kanilang mga atomic na masa, napansin ng Newlands na ang mga pagkakatulad sa mga pag-aari ay lilitaw sa pagitan ng bawat ikawalong elemento. Ang natagpuang pattern na Newlands ay tinawag na batas ng octaves sa pamamagitan ng pagkakatulad sa pitong agwat ng isang musikal na sukat. Sa kanyang talahanayan, inayos niya ang mga elemento ng kemikal sa mga patayong pangkat ng pitong elemento bawat isa at sa parehong oras ay nalaman na (na may kaunting pagbabago sa pagkakasunud-sunod ng ilang mga elemento) ang mga elemento na may katulad na mga katangian ng kemikal ay lilitaw sa parehong pahalang na linya.

Si John Newlands, walang alinlangang, ay ang unang nagbigay ng isang bilang ng mga elemento na nakaayos sa pataas na pagkakasunud-sunod ng mga atomo ng masa, nagtalaga ng isang kaukulang serial number sa mga elemento ng kemikal, at napansin ang sistematikong ugnayan sa pagitan ng pagkakasunud-sunod na ito at ng mga katangian ng physicochemical ng mga elemento. Isinulat niya na sa ganitong pagkakasunud-sunod ang mga katangian ng mga elemento ay paulit-ulit, ang mga katumbas na bigat (masa) na naiiba sa 7 mga yunit, o sa isang maramihang 7, iyon ay, na parang ang ikawalong nasa order na elemento ay inuulit ang mga pag-aari ng una , tulad ng sa musika ang ikawalong tala ay inuulit ang una. Sinubukan ng Newlands na gawin ang pagpapakandili na ito, na sa katunayan ay ang kaso para sa mga ilaw na elemento, isang unibersal na karakter. Sa kanyang talahanayan, ang mga katulad na elemento ay matatagpuan sa pahalang na mga hilera, gayunpaman, ang mga elemento na may ganap na magkakaibang mga katangian ay madalas na nasa parehong hilera. Bilang karagdagan, kinailangan ng Newlands na tumanggap ng dalawang elemento sa ilang mga cell; sa wakas, ang talahanayan ay hindi naglalaman ng walang laman na mga puwang; bilang isang resulta, ang batas ng mga oktaba ay natanggap na may malaking pag-aalinlangan.

Mga talahanayan nina Odling at Meier

Mga katangian ng elemento, at samakatuwid ang mga katangian ng simple at kumplikadong mga katawan na nabuo ng mga ito, ay pana-panahong nakasalalay sa kanilang bigat ng atom .

Kasabay nito, binigyan ni Mendeleev ang kanyang periodic table ng isang form na naging klasiko (ang tinatawag na short-period variant).

Hindi tulad ng kanyang mga hinalinhan, Mendeleev hindi lamang nag-ipon ng isang talahanayan at itinuro ang pagkakaroon ng mga walang duda na mga pattern sa mga numerong halaga ng mga atomic na masa, ngunit nagpasya din na tawagan ang mga pattern na ito pangkalahatang batas ng kalikasan... Batay sa palagay na ang dami ng atom paunang natukoy mga katangian ng isang elemento, kinuha niya ang kalayaan na baguhin ang tinatanggap na mga timbang ng atomiko ng ilang mga elemento at inilarawan nang detalyado ang mga katangian ng mga elemento na hindi pa natutuklasan. Upang mahulaan ang mga katangian ng mga simpleng sangkap at compound, nagpatuloy si Mendeleev mula sa katotohanang ang mga katangian ng bawat elemento ay nasa pagitan sa pagitan ng mga kaukulang katangian ng dalawang kalapit na elemento sa pangkat ng periodic table (iyon ay, sa itaas at sa ibaba) at sabay na dalawang karatig mga elemento sa panahon (kaliwa at kanan) (ie n. "panuntunan ng bituin").

Ipinaglaban ni DI Mendeleev ang pagkilala sa Periodic Law sa loob ng maraming taon; ang kanyang mga ideya ay kinikilala lamang matapos matuklasan ang mga elemento na hinulaan ni Mendeleev: ekaaluminium, ekabor at ecasilicium, ayon sa pagkakasunod gallium (Paul Lecoq de Boisbaudran), scandium (Lars Nilsson) at germanium (Clemens Winkler). Mula kalagitnaan ng 1880s, ang Panahon ng Batas ay sa wakas ay kinilala bilang isa sa mga teoretikal na pundasyon ng kimika.

Pag-unlad ng Periodic Law noong XX siglo

Mga pagpapakita ng pana-panahong batas na nauugnay sa lakas na electron affinity

Ang pagiging peryodiko ng mga halaga ng mga enerhiya ng kaakibat ng mga atomo para sa isang elektron ay natural na ipinaliwanag ng parehong mga kadahilanan na napansin sa talakayan ng mga potensyal na ionization (tingnan ang kahulugan ng lakas ng pagkakaugnay para sa isang elektron).

Ang pinakadakilang pagkaka-ugnay para sa elektron ay tinataglay ng p- mga elemento ng pangkat na VII. Ang pinakamaliit na electron affinity ay para sa mga atom na may pagsasaayos s 2 (,,) at s 2 p 6 (,) o may kalahating puno p-orbitals (,,):

Mga pagpapakita ng pana-panahong batas ng electronegativity

Mahigpit na pagsasalita, ang isang elemento ay hindi maaaring ituring permanenteng electronegativity. Ang electronegativity ng isang atom ay nakasalalay sa maraming mga kadahilanan, lalo na sa estado ng valence ng atom, ang pormal na estado ng oksihenasyon, ang bilang ng koordinasyon, ang likas na katangian ng mga ligands na bumubuo sa kapaligiran ng atom sa molekular system, at ilang iba pa . Kamakailan lamang, mas madalas, upang makilala ang electronegativity, ang tinatawag na orbital electronegativity ay ginagamit, na nakasalalay sa uri ng atomic orbital na kasangkot sa pagbuo ng isang bono at sa populasyon ng elektronikong ito, iyon ay, kung ang atomic orbital ay inookupahan ng isang nag-iisang pares ng electron, ay pinuno ng isang hindi pares na elektron, o bakante. ... Ngunit, sa kabila ng mga kilalang paghihirap sa interpretasyon at kahulugan ng electronegativity, palagi itong nananatiling kinakailangan para sa isang husay na paglalarawan at hula ng kalikasan ng mga bono sa isang sistemang molekular, kabilang ang umiiral na enerhiya, ang pamamahagi ng elektronikong singil at ang antas ng ionicity, pare-pareho ang puwersa, atbp.

Ang periodicity ng atomic electronegativity ay isang mahalagang sangkap ng panaka-nakang batas at madaling maipaliwanag batay sa hindi nababago, bagaman hindi ganap na hindi malinaw, pagpapakandili ng mga halagang electronegativity sa mga kaukulang halaga ng ionization energies at electron affinity.

Sa mga panahon, mayroong isang pangkalahatang pagkahilig patungo sa isang pagtaas sa electronegativity, at sa mga subgroup, ang pagtanggi nito. Ang pinakamaliit na electronegativity ay para sa mga s-elemento ng pangkat I, ang pinakamataas ay para sa mga p-elemento ng pangkat VII.

Mga pagpapakita ng pana-panahong batas na nauugnay sa atomic at ionic radii

Ang pana-panahong katangian ng mga pagbabago sa laki ng mga atomo at ions ay matagal nang kilala. Ang hirap dito ay, dahil sa likas na alon ng elektronikong paggalaw, ang mga atomo ay walang mahigpit na tinukoy na laki. Dahil ang direktang pagpapasiya ng ganap na laki (radii) ng mga nakahiwalay na mga atom ay imposible, sa kasong ito ang kanilang mga empirical na halaga ay madalas na ginagamit. Nakuha ang mga ito mula sa sinusukat na distansya ng internuclear sa mga kristal at libreng mga molekula, binabali ang bawat distansya ng internuclear sa dalawang bahagi at pinapantay ang isa sa mga ito sa radius ng una (ng dalawang konektado ng katumbas na bono ng kemikal) na atomo, at ang isa pa sa radius ng ikalawang atom. Sa paghahati na ito, isinasaalang-alang ang iba't ibang mga kadahilanan, kabilang ang likas na katangian ng bond ng kemikal, ang estado ng oksihenasyon ng dalawang nakagapos na mga atom, ang likas na katangian ng koordinasyon ng bawat isa sa kanila, atbp. Sa ganitong paraan, nakuha ang tinatawag na metallic, covalent, ionic at van der Waals radii. Ang Van der Waals radii ay dapat isaalang-alang bilang radii ng mga walang bilog na atomo; natagpuan ang mga ito sa pamamagitan ng distansya ng internuclear sa mga solid o likidong sangkap, kung saan ang mga atomo ay malapit sa isa't isa (halimbawa, mga atomo sa solidong argon o mga atomo mula sa dalawang kalapit na N 2 na mga molekula sa solidong nitrogen), ngunit hindi na-link sa bawat isa ng anumang bono ng kemikal ...

Ngunit, malinaw naman, ang pinakamahusay na paglalarawan ng mga mabisang sukat ng isang nakahiwalay na atomo ay ang teoretikal na kinakalkula na posisyon (distansya mula sa nucleus) ng pangunahing sukat ng density ng singil ng mga panlabas na electron. Ito ang tinatawag na orbital radius ng atom. Ang peryodisidad sa pagbabago ng mga halaga ng orbital atomic radii, depende sa dami ng elemento ng elemento, malinaw na nagpapakita ng sarili (tingnan ang Larawan 4), at ang mga pangunahing punto dito ay binubuo ng pagkakaroon ng napaka binibigkas na maxima na kaukulang sa mga atomo ng mga alkali na metal, at ang parehong minima na naaayon sa marangal na mga gas ... Ang isang pagbawas sa mga halaga ng orbital atomic radii sa panahon ng paglipat mula sa isang alkali metal sa kaukulang (pinakamalapit) marangal na gas ay, maliban sa - serye, hindi monotonic, lalo na kapag ang mga pamilya ng mga elemento ng paglipat (metal) at ang mga lanthanide o actinide ay lilitaw sa pagitan ng alkali metal at ng marangal na gas. Sa malalaking panahon sa mga pamilya d- at f- mga elemento, ang isang hindi gaanong matalim na pagbawas ng radii ay sinusunod, dahil ang pagpuno ng mga orbital ng mga electron ay nangyayari sa paunang panlabas na layer. Sa mga subgroup ng mga elemento, ang radii ng mga atomo at ions ng parehong uri sa pangkalahatan ay tumataas.

Mga pagpapakita ng pana-panahong batas na nauugnay sa enerhiya ng atomization

Dapat bigyang diin na ang estado ng oksihenasyon ng isang elemento, na isang pormal na katangian, ay hindi nagbibigay ng ideya ng alinman sa mabisang pagsingil ng mga atomo ng sangkap na ito sa compound, o ang valence ng mga atoms, kahit na ang estado ng oksihenasyon ay madalas na tinatawag na pormal na valence. Maraming mga elemento ang may kakayahang magpakita ng hindi isa ngunit maraming magkakaibang mga estado ng oksihenasyon. Halimbawa Ang pinakamataas na halaga ng estado ng oksihenasyon ay nagbabago pana-panahon depende sa ordinal na bilang ng elemento, ngunit ang periodicity na ito ay kumplikado. Sa pinakasimpleng kaso, sa serye ng mga elemento mula sa isang alkali metal hanggang sa isang marangal na gas, ang pinakamataas na estado ng oksihenasyon ay tumataas mula +1 (F) hanggang +8 (O 4). Sa ibang mga kaso, ang pinakamataas na estado ng oksihenasyon ng marangal na gas ay mas mababa (+4 F 4) kaysa sa naunang halogen (+7 O 4 -). Samakatuwid, sa kurba ng pana-panahon na pagtitiwala ng pinakamataas na estado ng oksihenasyon sa bilang ng bilang ng elemento, ang maxima ay nahuhulog alinman sa marangal na gas o sa halogen na nauuna nito (ang minima ay palaging nasa alkali metal). Ang pagbubukod ay ang serye -, kung saan ang mga mataas na estado ng oksihenasyon ay karaniwang hindi kilala alinman sa halogen (), o para sa isang marangal na gas (), at ang gitnang termino ng serye, nitrogen, ay may pinakamataas na halaga ng pinakamataas na estado ng oksihenasyon; samakatuwid, sa serye - ang pagbabago sa pinakamataas na estado ng oksihenasyon ay lumalabas na dumadaan sa isang maximum. Sa pangkalahatang kaso, ang pagtaas sa pinakamataas na estado ng oksihenasyon sa serye ng mga elemento mula sa isang alkali na metal sa isang halogen o sa isang marangal na gas ay hindi nangangahulugang monotonic, pangunahin dahil sa pagpapakita ng mga mataas na estado ng oksihenasyon na may mga metal na paglipat. Halimbawa О 7), + 8 (O 4).

Mga pagpapakita ng pana-panahong batas na nauugnay sa potensyal na oxidative

Ang isa sa pinakamahalagang katangian ng isang simpleng sangkap ay ang potensyal na oksihenasyon nito, na sumasalamin ng pangunahing kakayahan ng isang simpleng sangkap na makipag-ugnay sa mga may tubig na solusyon, pati na rin ang mga katangiang redox na ipinamalas nito. Ang pagbabago sa mga potensyal na oxidative ng mga simpleng sangkap, depende sa ordinal na bilang ng elemento, ay pana-panahon din. Ngunit dapat tandaan na ang potensyal na oxidative ng isang simpleng sangkap ay naiimpluwensyahan ng iba't ibang mga kadahilanan, na kung minsan ay kailangang isaalang-alang nang isa-isa. Samakatuwid, ang pagiging regular sa pagbabago ng mga potensyal na oksihenasyon ay dapat na maingat na mabigyang kahulugan.

Maaari kang makahanap ng ilang tiyak na pagkakasunud-sunod sa pagbabago ng mga potensyal na oxidative ng mga simpleng sangkap. Sa partikular, sa serye ng mga metal, kapag dumadaan mula sa alkalina sa mga elemento na sumusunod dito, ang mga potensyal na oksihenasyon ay bumababa (+ (aq), atbp. - hydrated cation):

Madali itong ipinaliwanag sa pamamagitan ng pagtaas ng enerhiya ng ionization ng mga atomo na may pagtaas sa bilang ng mga tinanggal na electron ng valence. Samakatuwid, sa kurba ng pagtitiwala ng mga potensyal na oksihenasyon ng mga simpleng sangkap sa ordinal na bilang ng elemento, mayroong maxima na naaayon sa mga alkali na metal. Ngunit hindi lamang ito ang dahilan para sa pagbabago ng mga potensyal na oxidative ng mga simpleng sangkap.

Panloob at pangalawang periodicity

s- at R-mga elemento

Sa itaas, pangkalahatang mga trend sa likas na katangian ng mga pagbabago sa mga halaga ng ionization enerhiya ng mga atom, ang enerhiya ng kaakibat ng mga atom sa electron, electronegativity, atomic at ionic radii, ang enerhiya ng atomization ng mga simpleng sangkap, ang estado ng oksihenasyon , ang mga potensyal na oksihenasyon ng mga simpleng sangkap mula sa bilang ng atomiko ng isang elemento ay isinasaalang-alang. Sa isang mas malalim na pag-aaral ng mga kalakaran na ito, mahahanap ng isa na ang mga pattern sa pagbabago ng mga katangian ng mga elemento sa mga panahon at pangkat ay mas kumplikado. Sa likas na katangian ng pagbabago sa mga pag-aari ng mga elemento sa paglipas ng panahon, ang panloob na periodicity ay ipinakita, at sa grupo -

4.1. Panaka-nakang batas ng D.I. Mendeleev

Ang pana-panahong batas ay ang pinakadakilang nakamit ng agham ng kemikal, ang batayan ng lahat ng modernong kimika. Sa kanyang pagtuklas, ang kimika ay tumigil na maging isang mapaglarawang agham, naging posible dito ang pang-agham na pang-agham.

Ang pana-panahong batas ay bukas D. I. Mendeleev noong 1869, binubuo ng Siyentista ang batas na ito tulad ng sumusunod: "Ang mga katangian ng mga simpleng katawan, pati na rin ang mga form at katangian ng mga compound ng mga elemento ay pana-panahong nakasalalay sa halaga ng mga timbang ng atomic ng mga elemento."

Ang isang mas detalyadong pag-aaral ng istraktura ng bagay ay nagpakita na ang pagiging regular ng mga katangian ng mga elemento ay sanhi hindi sa dami ng atom, ngunit sa elektronikong istraktura ng mga atomo.

Ang pagsingil ng nuklear ay isang katangian na tumutukoy sa elektronikong istraktura ng mga atomo, at, dahil dito, ang mga katangian ng mga elemento. Samakatuwid, sa modernong pagbabalangkas, ganito ang tunog ng Periodic Law: ang mga pag-aari ng mga simpleng sangkap, pati na rin ang mga form at katangian ng mga compound ng mga elemento, ay pana-panahong nakasalalay sa numero ng ordinal (sa laki ng singil ng nucleus ng ang kanilang mga atomo).

Ang pagpapahayag ng Periodic Law ay ang pana-panahong talahanayan ng mga elemento.

4.2. Panahon ng talahanayan ng D. I. Mendeleev

Panahon ng talahanayan ng mga elemento ng D.I. Ang mga Panahon 1, 2, 3, 4, 5, 6 ay naglalaman ng 2, 8, 8, 18, 18, 32 na mga elemento, ayon sa pagkakabanggit. Ang ikapitong yugto ay hindi nakumpleto. Ang mga Panahon 1, 2 at 3 ay tinawag maliit, yung iba - malaki

Ang bawat panahon (maliban sa una) ay nagsisimula sa mga alkali metal atoms (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) at nagtatapos sa isang marangal na gas (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), na sinundan ng isang karaniwang hindi metal Sa mga panahon mula kaliwa hanggang kanan, unti-unting humina ang mga katangian ng metal at tumataas ang mga katangian na 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 nakalagay nang nakalagay sa subgroup ng IA o VIIA, dahil nagpapakita ito ng pagkakatulad sa parehong mga alkali na metal at halogen. Ang pagkakapareho ng hydrogen na may mga alkali na metal ay ipinakita sa katotohanan na ang hydrogen, tulad ng mga alkali na metal, ay isang ahente ng pagbawas at, na nagbibigay ng isang electron, bumubuo ng isang singil na singil na singil. Ang hidrogen ay may higit na pagkakapareho sa mga halogens: ang hydrogen, tulad ng halogens, ay isang hindi metal, ang molekula nito ay diatomic, maaari itong ipakita ang mga katangian ng oxidizing, na bumubuo ng mga tulad-asin na hydride na may mga aktibong riles, halimbawa, NaH, CaH 2.

Sa ika-apat na panahon, pagkatapos ng Ca, mayroong 10 mga elemento ng paglipat (Sc - Zn dekada), na sinusundan ng natitirang 6 pangunahing mga elemento ng panahon (Ga - Kr). Ang pang-limang panahon ay itinayo nang katulad. Konsepto elemento ng paglipat karaniwang ginagamit upang mag-refer sa anumang elemento na may d- o f-valence electron.

Ang ikaanim at ikapitong yugto ay may dobleng pagsingit ng mga elemento. Ang elementong Ba ay sinusundan ng isang plug-in na dekada ng mga d-elemento (La - Hg), at pagkatapos ng unang elemento ng paglipat ng La mayroong 14 f-elemento - lanthanides(Ce - Lu). Pagkatapos ng Hg, may natitirang 6 pangunahing p-elemento ng ikaanim na panahon (Tl - Rn).

Sa ikapitong (hindi natapos) na panahon, ang Ac ay sinusundan ng 14 f-element- mga actinide(Th - Lr). Kamakailan, nagsimula na mairaranggo sina La at Ac bilang lanthanides at actinides, ayon sa pagkakabanggit. Ang mga lanthanide at actinide ay nakalista nang magkahiwalay sa ilalim ng talahanayan.

Kaya, ang bawat elemento sa pana-panahong talahanayan ay sumasakop sa isang mahigpit na tinukoy na posisyon, na minarkahan ordinal, o atomic, numero

Sa pana-panahong sistema, walong mga grupo ang matatagpuan patayo (I - VIII), na kung saan ay nahahati sa mga subgroup - pangunahing, o mga subgroup A at tagiliran, o subgroup B. Ang Subgroup VIIIB ay espesyal, naglalaman ito triad mga elemento na bumubuo sa pamilya ng iron (Fe, Co, Ni) at mga platinum 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 pana-panahong talahanayan. Sa pangunahing mga subgroup, mula sa itaas hanggang sa ibaba, ang mga katangian ng metal ay pinahusay at ang mga di-metal na katangian ay humina. Sa kasong ito, mayroong isang pagtaas sa katatagan ng mga compound ng mga elemento sa pinakamababang estado ng oksihenasyon para sa subgroup na ito. Sa mga subgroup sa gilid - sa kabaligtaran - mula sa itaas hanggang sa ibaba, ang mga katangiang metal ay humina at ang katatagan ng mga compound na may pinakamataas na estado ng oksihenasyon ay tumataas.

4.3. Panaka-nakang talahanayan at elektronikong pagsasaayos ng mga atomo

Dahil ang nuclei ng mga nag-react na atomo ay hindi nagbabago sa panahon ng mga reaksyong kemikal, ang mga kemikal na katangian ng mga atomo ay nakasalalay sa istraktura ng kanilang mga electronic shell.

Ang pagpuno ng mga electronic layer at electronic shell ng atoms ay nangyayari alinsunod sa prinsipyo ng Pauli at panuntunan ni Hund.

Prinsipyo ng Pauli (pagbabawal ni Pauli)

Ang dalawang electron sa isang atom ay hindi maaaring magkaroon ng apat na magkaparehong bilang ng kabuuan (maaaring mayroong hindi hihigit sa dalawang electron sa bawat orbit ng atomic).

Tinutukoy ng prinsipyo ni Pauli ang maximum na bilang ng mga electron na may naibigay na punong dami ng bilang n(ie matatagpuan sa isang ibinigay na layer ng electron): N n = 2n 2. Sa unang layer ng electron (antas ng enerhiya) maaaring hindi hihigit sa 2 mga electron, sa pangalawa - 8, sa pangatlo - 18, atbp.

Sa atom ng hydrogen, halimbawa, mayroong isang electron, na nasa unang antas ng enerhiya sa 1s - estado. Ang pagikot ng elektron 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 sublevels - 2s at 2p, ang pangatlo - ng tatlong sublevels - 3s, 3p, 3d, atbp. Ang sublevel naman ay naglalaman ng mga orbital, ang bilang nito ay natutukoy ng panig sa kabuuan ng bilang l at katumbas ng (2 l + 1). Ang bawat orbital ay ayon sa kaugalian na itinalaga ng isang cell, ang elektron dito ay ipinahiwatig ng isang arrow, na ang direksyon ay nagpapahiwatig ng oryentasyon ng pagikot ng elektron na ito. Nangangahulugan ito na ang estado ng isang electron sa isang hydrogen atom ay maaaring kinatawan bilang 1s 1 o kinakatawan bilang isang quantum cell, Fig. 4.1:

Bigas 4.1. Simbolo ng 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 elektronikong pormula para sa helium ay 1s 2. Ang electron shell ng helium ay kumpleto at napaka matatag. Ang Helium ay isang marangal na gas.

Ayon sa prinsipyo ni Pauli, hindi maaaring mayroong dalawang electron na may mga parallel spin sa isang orbital. Ang pangatlong electron sa lithium atom ay sumasakop sa orbital ng 2s. Ang elektronikong pagsasaayos ng Li ay 1s 2 2s 1, habang ang beryllium ay may 1s 2 2s 2. Dahil ang 2s orbital ay napunan, ang ikalimang electron ng boron atom ay sinakop ng 2p orbital. Sa n= 2 panig (orbital) bilang ng kabuuan l kumukuha ng mga halagang 0 at 1. Para sa l = 0 (2s-estado) m l= 0, at para 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.

Bigas 4.2. Ang pag-aayos ng mga electron ng boron atom sa orbitals

Para sa atom ng nitrogen (elektronikong pagsasaayos 1s 2 2s 2 2p 3, dalawang electron sa unang antas, lima sa pangalawa), ang mga sumusunod na dalawang variant ng istrakturang elektroniko ay posible, Fig. 4.3:

Bigas 4.3. Posibleng mga pagkakaiba-iba ng pag-aayos ng mga electron ng nitrogen atom sa orbitals

Sa unang iskema, Larawan 4.3a, ang kabuuang pag-ikot ay 1/2 (+1/2 –1/2 +1/2), sa pangalawa (Larawan 4.3b) ang kabuuang pag-ikot ay 3/2 (+ 1 / 2 + 1/2 +1/2). Natutukoy ang lokasyon ng mga pag-ikot Hund panuntunan na mabasa: ang pagpuno ng mga antas ng enerhiya ay nangyayari sa isang paraan na ang kabuuang pag-ikot ay maximum.

Ganito , Sa dalawang mga scheme sa itaas ng istraktura ng atom ng nitrogen, ang matatag na estado (na may pinakamababang enerhiya) ay tumutugma sa una, kung saan ang lahat ng mga p-electron ay sumasakop sa iba't ibang mga orbital. Ang mga orbital ng sublevel ay puno ng mga sumusunod: una, isang electron na may parehong pag-ikot, at pagkatapos ay isang pangalawang electron na may kabaligtaran na mga pag-ikot.

Simula sa sodium, napuno ang pangatlong antas ng enerhiya na may n = 3. Ang pamamahagi ng mga electron ng mga atom ng mga elemento ng pangatlong panahon sa mga orbital ay ipinapakita sa Fig. 4.4.

Bigas 4.4. Pamamahagi ng mga electron sa orbitals para sa mga atom ng mga elemento ng pangatlong panahon sa ground state

Sa isang atom, ang bawat electron ay sumasakop sa isang walang laman na orbital na may pinakamababang enerhiya na naaayon sa pinakadakilang bono nito sa nucleus. Noong 1961 V.M. Nagbalangkas si Klechkovsky ng isang pangkalahatang panukala ayon sa kung saan ang enerhiya ng electron orbitals ay tumataas sa pagkakasunud-sunod ng pagtaas ng kabuuan ng pangunahing at pangalawang bilang ng dami ( n + l), at sa kaso ng pagkakapantay-pantay ng mga halagang ito, ang mas mababang enerhiya ay nagmamay-ari ng orbital na may mas mababang halaga ng punong dami ng bilang n.

Ang pagkakasunud-sunod ng mga antas ng enerhiya sa pataas na pagkakasunud-sunod 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 ang pamamahagi ng mga electron sa orbital ng mga atomo ng mga elemento ng ika-apat na panahon (Larawan 4.5).

Bigas 4.5. Pamamahagi ng mga electron sa mga orbital ng mga atom ng mga elemento ng ika-apat na panahon sa estado ng lupa

Pagkatapos ng potasa (elektronikong pagsasaayos 1s 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1) at kaltsyum (elektronikong pagsasaayos 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2), pinupunan ng mga electron ang panloob na 3d shell (mga elemento ng paglipat Sc - Zn). .. Dapat pansinin na mayroong dalawang mga anomalya: sa mga atomo ng Cr at Cu ng 4 s-Siya ay naglalaman ng hindi dalawang electron, ngunit isa, ibig sabihin ang tinatawag na "dip" ng panlabas na 4s-electron sa naunang 3d-shell ay nangyayari. Ang elektronikong istraktura ng chromium atom ay maaaring kinatawan ng mga sumusunod (Larawan 4.6).

Bigas 4.6. Ang pamamahagi ng orbital ng mga electron para sa isang chromium atom

Ang pisikal na dahilan para sa "paglabag" ng pagkakasunud-sunod ng pagpuno ay nauugnay sa iba't ibang kakayahan na tumagos ng mga orbitals 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 mga orbitals ng elektron na may isa o dalawang mga electron, pati na rin ang pagkilos na pag-screen ng mga panloob na layer ng electron ng mga kernel na singilin.

Ang mga elektronikong pagsasaayos ng Mn, Fe, Co, Ni, Cu at Zn atoms ay ipinapakita 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 sink, simula sa elemento 31 - gallium hanggang sa elemento 36 - krypton, patuloy ang pagpuno ng ika-apat na layer (4p - shell). 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 Pauli na pagbubukod ay hindi nilabag, ang mga electron sa mga nasasabik na estado ay matatagpuan sa iba pang mga orbital ng mga atomo.

4.4. Mga uri ng mga elemento ng kemikal

Ang lahat ng mga elemento ng periodic table ay inuri sa apat na uri:

1. Sa mga atomo s - mga elemento ang s - mga shell ng panlabas na layer (n) ay napunan. Ang mga s-elemento ay may kasamang hydrogen, helium at ang unang dalawang elemento ng bawat panahon.

2. Sa mga atomo p-elemento ang mga p-shell ng panlabas na antas (np) ay puno ng mga electron. Kasama sa mga elemento ng p ang huling 6 na elemento ng bawat panahon (maliban sa una).

3. Magkaroon d-elemento puno ng mga electron d - shell ng pangalawang antas sa labas (n - 1) d. Ito ang mga elemento ng ipinasok na mga dekada ng malalaking panahon na matatagpuan sa pagitan ng mga elemento ng s– at p–.

4. Magkaroon f-elemento puno ng mga electron f - sublevel ng pangatlong antas sa labas (n - 2) f. Kasama sa f-element na pamilya ang mga lanthanide at actinide.

Mula sa pagsasaalang-alang ng elektronikong istraktura ng mga hindi naka-expose na mga atomo, depende sa dami ng elemento ng elemento, sumusunod ito:

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 elemento ng s ay nasa lahat ng panahon, ang mga elemento ng p ay nasa pangalawa at kasunod na mga panahon, ang mga elemento ay nasa pang-apat at kasunod na mga panahon, at ang mga f-elemento ay nasa pang-anim at ikapitong yugto.

Ang numero ng panahon ay tumutugma sa punong dami ng bilang ng mga panlabas na electron ng atom.

Ang mga s– at p –elemento ay bumubuo ng pangunahing mga subgroup, ang mga d –elemento ay mga subgroup sa gilid, ang mga form na f ay bumubuo ng mga pamilya ng mga lanthanide at actinide. Samakatuwid, ang subgroup ay may kasamang mga elemento na ang mga atomo ay karaniwang may katulad na istraktura hindi lamang sa panlabas, kundi pati na rin ng paunang panlabas na layer (maliban sa mga elemento kung saan mayroong isang "dip" ng electron).

Karaniwang ipinapahiwatig ng numero ng pangkat ang bilang ng mga electron na maaaring lumahok sa pagbuo ng mga bono ng kemikal. Ito ang pisikal na kahulugan ng bilang ng pangkat. Para sa mga elemento ng mga subgroup sa gilid, ang mga electronics ng valence ay hindi lamang panlabas, kundi pati na rin ng mga penultimate shell. Ito ang pangunahing pagkakaiba sa mga katangian ng mga elemento ng pangunahing at pangalawang mga subgroup.

Ang mga elemento na may valence d- o f-electron ay tinatawag na transitional.

Ang bilang ng pangkat, bilang panuntunan, ay katumbas ng pinakamataas na positibong estado ng oksihenasyon ng mga elementong ipinakita ng mga ito sa mga compound. Ang isang pagbubukod ay fluorine - ang estado ng oksihenasyon nito ay –1; ng mga elemento ng pangkat VIII, ang Os, Ru at Xe lamang ang alam na mayroong estado ng oksihenasyon +8.

4.5. Panahon ng mga katangian ng mga atomo ng mga elemento

Ang mga katangian ng mga atomo, tulad ng kanilang radius, enerhiya ng ionization, electron affinity, electronegativity, estado ng oksihenasyon, ay naiugnay sa elektronikong istraktura ng atom.

Makilala ang pagitan ng radii ng mga atom ng metal at ang covalent radii ng mga di-metal na atom. Ang radii ng mga atomo ng metal ay kinakalkula batay sa mga distang interatomic, na kilalang kilala para sa karamihan ng mga metal mula sa pang-eksperimentong data. Sa kasong ito, ang radius ng isang metal atom ay katumbas ng kalahating distansya sa pagitan ng mga sentro ng dalawang kalapit na atomo. Ang covalent radii ng mga di-metal sa mga molekula at kristal ng mga simpleng sangkap ay kinakalkula sa isang katulad na paraan. Ang mas malaki ang atomic radius, mas madali itong alisin ang panlabas na mga electron mula sa nucleus (at vice versa). Hindi tulad ng atomic radii, ang ion radii ay maginoo na halaga.

Mula kaliwa hanggang kanan, sa mga panahon, bumababa ang halaga ng atomic radii ng mga metal, at ang atomic radii ng mga di-metal ay nagbabago sa isang kumplikadong paraan, dahil depende ito sa likas na katangian ng bond ng kemikal. Sa pangalawang panahon, halimbawa, ang radii ng mga atomo ay unang bumababa at pagkatapos ay tataas, lalo na nang husto sa paglipat sa isang marangal na atomo ng gas.

Sa pangunahing mga subgroup, ang atomic radii ay tumataas mula sa itaas hanggang sa ibaba, habang dumarami ang mga layer ng electron.

Ang radius ng cation ay mas mababa kaysa sa radius ng kaukulang atom, at sa pagtaas ng positibong singil ng cation, bumababa ang radius nito. Sa kabaligtaran, ang radius ng anion ay palaging mas malaki kaysa sa radius ng kaukulang atom. Ang mga particle (atom at ions) na may parehong bilang ng mga electron ay tinatawag na isoelectronic. Sa isang serye ng mga isoelectronic ion, bumababa ang radius na may pagbawas sa negatibo at pagtaas ng positibong radius ng ion. Ang nasabing pagbaba ay nagaganap, halimbawa, sa serye: O 2–, F -, Na +, Mg 2+, Al 3+.

Enerhiya ng ionisasyon- ang lakas na kinakailangan upang maalis ang isang electron mula sa isang atom sa ground state. Karaniwan itong ipinahayag sa electron volts (1 eV = 96.485 kJ / mol). Sa panahon mula kaliwa hanggang kanan, tumataas ang enerhiya ng ionization na may pagtaas sa singil ng nukleyar. Sa pangunahing mga subgroup mula sa itaas hanggang sa ibaba, bumababa ito, dahil ang pagtaas ng distansya ng electron hanggang sa angat ay tumataas at ang pagtaas ng epekto ng panangga ng panloob na mga layer ng electron.

Ipinapakita ng talahanayan 4.1 ang mga halaga ng mga enerhiya sa ionization (mga enerhiya ng paghihiwalay ng una, pangalawa, atbp mga electron) para sa ilang mga atomo.

Sa pangalawang panahon, kapag pupunta mula Li hanggang Ne, ang lakas ng detatsment ng unang electron ay tumataas (tingnan ang Talahanayan 4.1). Gayunpaman, tulad ng makikita mula sa talahanayan, ang enerhiya ng ionization ay tumataas nang pantay: para sa boron at oxygen na sumusunod sa beryllium at nitrogen, ayon sa pagkakabanggit, ang bahagyang pagbawas nito ay sinusunod, na sanhi ng mga kakaibang elektronikong istraktura ng mga atomo.

Ang panlabas na s-shell ng beryllium ay ganap na napunan, samakatuwid, para sa susunod na boron, isang electron ang pumapasok sa p-orbital. Ang p-electron na ito ay hindi gaanong matatag na nakagapos sa nucleus kaysa sa s-electron, kaya't ang pag-detach ng mga p-electron ay nangangailangan ng mas kaunting enerhiya.

Talahanayan 4.1.

Mga energies ng ionization Ako atomo ng ilang mga elemento

Ang bawat p-orbital ng atom ng nitrogen ay may isang electron. Sa atom ng oxygen, isang electron ang pumapasok sa p-orbital, na sinakop na ng isang electron. Ang dalawang electron sa parehong orbital repulse ay malakas, kaya mas madaling mapunit ang isang electron mula sa isang oxygen atom kaysa sa isang atom na nitrogen.

Ang mga metal na alkali ay may pinakamababang enerhiya sa ionization, samakatuwid ay binibigkas nila ang mga katangian ng metal, ang pinakamataas na enerhiya na ionization ay nasa mga inert gas.

Kaakibat ng elektron- ang enerhiya na inilabas kapag ang isang electron ay nakakabit sa isang walang kinikilingan na atomo. Ang kaakibat ng electron, tulad ng enerhiya ng ionization, ay karaniwang ipinahiwatig sa electron volts. Ang pinakamataas na ugnayan para sa isang electron ay matatagpuan sa halogens, at ang pinakamababa sa mga alkali na metal. Ipinapakita ng talahanayan 4.2 ang mga halaga ng pagkakaugnay ng electron para sa mga atomo ng ilang mga elemento.

Talahanayan 4.2.

Ang electron affinity ng mga atom ng ilang mga elemento

Elektronegitidad- ang kakayahan ng isang atom sa isang molekula o ion upang akitin ang mga electron ng valence ng iba pang mga atomo. Ang electronegativity (EO) bilang isang sukat sa dami ay isang tinatayang halaga. Halos 20 mga antas ng electronegativity ang iminungkahi, kung saan ang antas na binuo ni L. Pauling ay natanggap ang pinakadakilang pagkilala. Sa igos Ipinapakita ng 4.7 ang mga halaga ng EO ayon kay Pauling.

Bigas 4.7. Electronegibility ng mga elemento (ayon kay Pauling)

Ang pinaka-electronegative ng lahat ng mga elemento sa scale ng Pauling ay fluorine. Ang EO nito ay kinukuha katumbas ng 4. Ang pinakamaliit na electronegative ay cesium. Ang hydrogen ay sumasakop sa isang panloob na posisyon, dahil kapag nakikipag-ugnay sa ilang mga elemento, nagbibigay ito ng isang elektron, at kapag nakikipag-ugnay sa iba, nakakakuha ito.

4.6. Mga katangian ng acid-base ng mga compound; Skema ni Kossel

Upang ipaliwanag ang likas na katangian ng pagbabago sa mga katangian ng acid-base ng mga compound ng elemento, nagmungkahi si Kossel (Alemanya) na gumamit ng isang simpleng pamamaraan batay sa palagay na mayroong isang pulos na ionic bond sa mga molekula at isang pakikipag-ugnay sa Coulomb ay nagaganap sa pagitan ng mga ions. Inilalarawan ng diagram ni Kossel ang mga katangian ng acid-base ng mga compound na naglalaman ng E-H at E-O-H na bono, depende sa singil ng nucleus at sa radius ng elemento na bumubuo sa kanila.

Ang diagram ng Kossel para sa dalawang metal hydroxides, halimbawa, LiOH at KOH, ay ipinapakita sa Fig. 4.8.

Bigas 4.8. Kossel diagram para sa LiOH at KOH

Tulad ng makikita mula sa ipinakitang pamamaraan, ang radius ng Li + ion ay mas mababa kaysa sa radius ng K + ion at ang OH - group ay mas malakas na nakatali sa lithium cation kaysa sa potassium cation. Bilang isang resulta, ang KOH ay magiging mas madali upang ihiwalay sa solusyon at ang pangunahing mga katangian ng potassium hydroxide ay mas malinaw.

Ang pamamaraan ng Kossel para sa dalawang base na CuOH at Cu (OH) 2 ay maaaring masuri sa katulad na paraan. Dahil ang radius ng Cu 2+ ion ay mas maliit at ang singil ay mas malaki kaysa sa Cu + ion, ang OH - group ay hahawak ng Cu 2+ ion nang mas matatag. Bilang isang resulta, ang base ng Cu (OH) 2 ay magiging mahina kaysa sa CuOH.

Kaya, ang lakas ng mga base ay nagdaragdag sa isang pagtaas sa radius ng cation at pagbawas sa positibong singil nito.

Sa pangunahing mga subgroup mula sa itaas hanggang sa ibaba, ang lakas ng mga base ay tumataas, dahil ang radii ng mga ions ng mga elemento ay tumataas sa direksyon na ito. Sa mga panahon mula kaliwa hanggang kanan, mayroong isang pagbawas sa radii ng mga ions ng mga elemento at isang pagtaas sa kanilang positibong singil, samakatuwid, sa direksyon na ito, ang lakas ng mga base ay bumababa.

Ang diagram ng Kossel para sa dalawang anoxic acid, halimbawa, HCl at HI, ay ipinapakita sa Fig. 4.9

Bigas 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 Molekyul, na magiging mahina kaysa sa hydroiodic acid. Kaya, ang lakas ng mga anoxic acid ay nagdaragdag sa isang pagtaas sa radius ng negatibong ion.

Ang lakas ng oxygenated acid ay nagbabago sa kabaligtaran na paraan. Tataas ito sa pagbawas ng ion radius at pagdaragdag ng positibong singil. Sa igos Ipinapakita ng 4.10 ang isksel ng Kossel para sa dalawang acid na HClO at HClO 4.

Bigas 4.10. Kossel diagram para sa HClO at HClO 4

Ang C1 7+ ion ay mahigpit na nakagapos sa oxygen ion, kaya't ang proton ay mas madaling mahihiwalay sa molekula ng НССО 4 4. Sa parehong oras, ang bono ng C1 + ion na may O 2-ion ay hindi gaanong malakas, at sa molekulang HC1O ang proton ay mas malakas na hahawak ng O 2- anion. Bilang isang resulta, ang HClO 4 ay magiging isang mas malakas na acid kaysa sa HClO.

Ang bentahe ng pamamaraan ng Kossel ay ito, na gumagamit ng isang simpleng modelo, ginagawang posible na ipaliwanag ang likas na katangian ng 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 lamang itong ihambing ang mga katangian ng mga compound at hindi ginagawang posible upang matukoy ang mga acid-base na katangian ng isang arbitraryong napiling isang compound. Ang kawalan ng modelong ito ay batay lamang sa mga konseptong electrostatic, habang sa likas na katangian ay walang dalisay (isang daang porsyento) ionic bond.

4.7. Mga katangian ng Redox ng mga elemento at kanilang mga compound

Ang pagbabago sa mga katangian ng redox ng mga simpleng sangkap ay madaling maitaguyod 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 hahantong sa pagbawas sa oxidizing at isang pagtaas sa pagbawas ng mga katangian sa direksyon na ito. Sa mga panahon mula kaliwa hanggang kanan, tumataas ang electronegibility. Bilang isang resulta, sa direksyon na ito, ang pagbawas ng mga katangian ng mga simpleng sangkap ay bumababa, at tumataas ang mga katangian ng oxidizing. Samakatuwid, ang mga malakas na ahente ng pagbawas ay matatagpuan sa ibabang kaliwang sulok ng pana-panahong talahanayan ng mga elemento (potasa, rubidium, cesium, barium), habang ang mga malalakas na oxidant ay nasa kanang sulok sa itaas (oxygen, fluorine, chlorine).

Ang mga katangian ng redox ng mga compound ng mga elemento ay nakasalalay sa kanilang kalikasan, ang lakas ng estado ng oksihenasyon ng mga elemento, ang posisyon ng mga elemento sa pana-panahong sistema, at maraming 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 atomo ng gitnang elemento ay may parehong estado ng oksihenasyon na nabawasan. Ang mga malakas na ahente ng oxidizing ay nitric at concentrated sulfuric acid. Ang mga katangian ng oxidizing ay ipinakita na mas malakas, mas malaki ang positibong estado ng oksihenasyon ng elemento sa compound. Ang potassium permanganate at potassium dichromate ay nagpapakita ng malakas na mga katangian ng oxidizing.

Sa pangunahing mga subgroup, ang pagbawas ng mga katangian ng mga simpleng anion ay tumataas mula sa itaas hanggang sa ibaba. Ang mga malalakas na ahente ng pagbawas ay HI, H 2 S, iodides at sulfides.

Sinubukan din ng mga Alchemist na makahanap ng batas ng kalikasan, batay sa kung aling mga elemento ng kemikal ang maaaring sistematahin. Ngunit wala silang maaasahan at detalyadong impormasyon tungkol sa mga elemento. Sa kalagitnaan ng siglong XIX. ang kaalaman tungkol sa mga sangkap ng kemikal ay naging sapat, at ang bilang ng mga elemento ay tumaas nang labis na lumitaw ang isang likas na pangangailangan sa agham upang mauri ito. Ang mga unang pagtatangka upang pag-uri-uriin ang mga elemento sa mga metal at di-metal ay hindi mapigilan. Ang mga hinalinhan ni D. I. Mendeleev (I. V. Debereiner, J. A. Newlands, L. Yu. Meyer) ay malaki ang nagawa upang maihanda ang pagtuklas ng pana-panahong batas, ngunit hindi maintindihan ang katotohanan. Si Dmitry Ivanovich ay nagtatag ng isang koneksyon sa pagitan ng masa ng mga elemento at kanilang mga pag-aari.

Si Dmitry Ivanovich ay ipinanganak sa Tobolsk. Siya ang ikalabimpito na anak sa pamilya. Matapos makapagtapos mula sa high school sa kanyang bayan, pumasok si Dmitry Ivanovich sa Main Pedagogical Institute sa St. Petersburg, at pagkatapos ay umalis siya ng isang gintong medalya sa loob ng dalawang taon sa isang siyentipikong paglalakbay sa ibang bansa. Pagbalik niya, naimbitahan siya sa St. Petersburg University. Simula sa panayam sa kimika, si Mendeleev ay hindi nakakita ng anumang maaaring mairekomenda sa mga mag-aaral bilang isang aklat. At nagpasya siyang magsulat ng isang bagong libro - "Fundamentals of Chemistry".

Ang pagtuklas ng pana-panahong batas ay naunahan ng 15 taon ng pagsusumikap. Noong Marso 1, 1869, nilayon ni Dmitry Ivanovich na iwanan ang Petersburg patungo sa lalawigan sa negosyo.

Ang pana-panahong batas ay natuklasan batay sa mga katangian ng atom - ang kamag-anak na atomic mass .

Inayos ni Mendeleev ang mga elemento ng kemikal sa pagkakasunud-sunod ng pagdaragdag ng kanilang mga atomic na masa at napansin na ang mga pag-aari ng mga elemento ay paulit-ulit pagkatapos ng isang tiyak na agwat - isang panahon, inayos ni Dmitry Ivanovich ang mga panahon ng isa sa ibaba ng isa pa, upang ang mga magkatulad na elemento ay matatagpuan sa ilalim ng iba pa - sa parehong patayo, ito ay kung paano ang pana-panahong sistema ay binuo ng mga elemento.

Marso 1, 1869 Ang pagbubuo ng pana-panahong batas ng D.I. Mendeleev.

Ang mga katangian ng mga simpleng sangkap, pati na rin ang mga form at katangian ng mga compound ng elemento, ay pana-panahong nakasalalay sa halaga ng mga timbang ng atomiko ng mga elemento.

Sa kasamaang palad, sa una ay kakaunti ang mga tagasuporta ng pana-panahong batas, kahit sa mga siyentipiko ng Russia. Maraming kalaban, lalo na sa Alemanya at Inglatera.
Ang pagtuklas ng pana-panahong batas ay isang makinang na halimbawa ng pang-agham na pang-agham: noong 1870, hinulaan ni Dmitry Ivanovich ang pagkakaroon ng tatlong hindi pa rin kilalang mga elemento, na tinawag niyang ekasilicium, ekaaluminium at ekabor. Nahulaan niya nang tama ang pinakamahalagang mga katangian ng mga bagong elemento. At ngayon, 5 taon na ang lumipas, noong 1875, ang siyentipikong Pranses na P.E. Si Lecoq de Boisbaudran, na walang alam tungkol sa mga gawa ni Dmitry Ivanovich, ay natuklasan ang isang bagong metal, tinawag itong gallium. Sa mga tuntunin ng isang bilang ng mga pag-aari at ang paraan ng pagtuklas, ang gallium ay sumabay sa eka-aluminyo na hinulaan ni Mendeleev. Ngunit ang bigat nito ay naging mas mababa sa hinulaang. Sa kabila nito, nagpadala ng sulat si Dmitry Ivanovich sa Pransya, na pinipilit ang kanyang hula.
Natigilan ang mundo ng siyentipiko na ang hula ni Mendeleev ng mga pag-aari ekaaluminium naging wasto kaya. Mula sa sandaling ito, nagsisimula ang pana-panahong batas upang maitaguyod ang sarili sa kimika.
Noong 1879, natuklasan ni L. Nilsson sa Sweden ang scandium, na sumasalamin sa hinulaang ni Dmitry Ivanovich ekabor .
Noong 1886 natuklasan ni K. Winkler sa Alemanya ang germanium, na naging ecasilicon .

Ngunit ang henyo ni Dmitry Ivanovich Mendeleev at ang kanyang mga natuklasan ay hindi lamang ang mga hula na ito!

Sa apat na lugar ng periodic table D.I. Inayos niendeleev ang mga elemento na hindi ayon sa pagkakasunud-sunod ng pagdaragdag ng mga atom na masa:

Bumalik sa huling bahagi ng ika-19 na siglo, ang D.I. Sinulat ni Mendeleev na, tila, ang atom ay binubuo ng iba pang mas maliit na mga maliit na butil. Matapos ang kanyang kamatayan noong 1907, napatunayan na ang atom ay binubuo ng mga elementong partikulo. Ang teorya ng istraktura ng atomo ay nagkumpirma ng kawastuhan ni Mendeleev, ang muling pagsasaayos ng mga elementong ito na hindi alinsunod sa pagtaas ng masang atomiko ay ganap na nabibigyang katwiran.

Ang makabagong pagbubuo ng pana-panahong batas.

Ang mga pag-aari ng mga sangkap ng kemikal at ang kanilang mga compound ay nasa pana-panahon na pag-asa sa halaga ng singil ng nukleong kanilang mga atomo, na ipinapakita sa pana-panahong pag-ulit 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 naging motto ng ating aralin: "Ang hinaharap ay hindi nagbabanta sa pana-panahong batas na may pagkawasak, ngunit ang supruktura at ang pag-unlad ay ipinangako. " Ilan na mga elemento ng kemikal ang natuklasan sa ngayon? At malayo ito sa limitasyon.

Ang grapikong representasyon ng pana-panahong batas ay ang pana-panahong talahanayan ng mga elemento ng kemikal. Ito ay isang maikling buod ng buong kimika ng mga elemento at kanilang mga compound.

Ang mga pagbabago sa mga pag-aari sa periodic table na may pagtaas sa halaga ng mga timbang ng atomic sa panahon (mula kaliwa hanggang kanan):

1. Bumaba ang mga katangian ng metal

2. Ang mga di-metal na katangian ay tumaas

3. Ang mga katangian ng mas mataas na mga oxide at hydroxide ay nag-iiba mula sa pangunahing sa pamamagitan ng amphoteric hanggang acidic.

4. Ang valence ng mga elemento sa mga formula ng mas mataas na mga oxide ay nagdaragdag mula Akodati paVii, at sa mga formula ng pabagu-bago ng hydrogen compound ay bumababa mula IV dati paAko.