Keemiliste elementide perioodiline süsteem. Videoõpetus "Perioodilisus elementide omaduste muutmisel

Perioodilisus on keemiliste ja mõnede füüsikaliste omaduste omaduste korratavus lihtsad ained ja nende ühendused elementide seerianumbri muutmisel. See on seotud ennekõike aatomite elektroonilise struktuuri korratavusega, kui seerianumber suureneb (ja sellest tulenevalt ka tuuma laeng ja elektronide arv aatomis).

Keemiline perioodilisus avaldub keemilise käitumise analoogis, keemiliste reaktsioonide ühtluses. Sel juhul võib valentselektronide arv, iseloomulikud oksüdatsiooniastmed ja ühendite valemid olla erinevad. Perioodiliselt ei korrata mitte ainult sarnaseid tunnuseid, vaid ka olulisi erinevusi elementide keemilistes omadustes, kui nende seerianumber suureneb.

Mõned füüsikalised keemilised omadused aatomeid (ionisatsioonipotentsiaal, aatomi raadius), lihtsaid ja keerulisi aineid saab mitte ainult kvalitatiivselt, vaid ka kvantitatiivselt kujutada sõltuvustena elemendi järgarvust ning nende jaoks ilmnevad perioodiliselt selgelt väljendunud maksimumid ja miinimumid.

Vertikaalne perioodilisus

Vertikaalne perioodilisus seisneb lihtsate ainete ja ühendite omaduste korratavuses perioodilisuse tabeli vertikaalsetes veergudes. See on peamine perioodilisuse tüüp, mille järgi kõik elemendid rühmitatakse. Sama rühma elementidel on samad elektroonilised konfiguratsioonid. Elementide ja nende ühendite keemiat vaadeldakse tavaliselt sellise perioodilisuse alusel.

Mõnes leidub ka vertikaalset perioodilisust füüsikalised omadused aatomid, näiteks ionisatsioonienergiates E i(kJ/mol):

Horisontaalne perioodilisus

Horisontaalne perioodilisus seisneb lihtsate ainete ja ühendite omaduste maksimaalsete ja minimaalsete väärtuste ilmnemises igas perioodis. See on eriti märgatav VIIIB rühma elementide ja lantaniidide puhul (näiteks paarisjärjekorranumbritega lantaniidid on levinumad kui paaritute numbritega lantaniidid).

Sellistes füüsikalistes omadustes nagu ionisatsioonienergia ja elektronide afiinsus ilmneb ka horisontaalne perioodilisus, mis on seotud elektronide arvu perioodilise muutumisega viimastel energia alamtasanditel:

Diagonaalne perioodilisus

Diagonaalne perioodilisus - lihtsate ainete ja ühendite omaduste korratavus piki perioodilisuse tabeli diagonaale. Seda seostatakse mittemetalliliste omaduste suurenemisega perioodidel vasakult paremale ja rühmadena alt üles. Seetõttu sarnaneb liitium magneesiumiga, berüllium alumiiniumiga, boor räniga, süsinik fosforiga. Seega moodustavad liitium ja magneesium palju alküül- ja arüülühendeid, mida sageli kasutatakse orgaaniline keemia. Berülliumil ja alumiiniumil on sarnane redokspotentsiaal. Boor ja räni moodustavad lenduvaid, väga reaktsioonivõimelisi molekulaarseid hüdriide.

Diagonaalset perioodilisust ei tohiks mõista aatomite, molekulide, termodünaamiliste ja muude omaduste absoluutse sarnasusena. Et selle ühendites on liitiumiaatomil oksüdatsiooniaste (+ I) ja magneesiumiaatomil - (+ II). Li + ja Mg 2+ ioonide omadused on aga väga sarnased, väljendudes eelkõige karbonaatide ja ortofosfaatide väheses lahustuvuses.

Vertikaalse, horisontaalse ja diagonaalse perioodilisuse kombinatsiooni tulemusena ilmneb nn tähtede perioodilisus. Seega sarnanevad germaaniumi omadused ümbritseva galliumi, räni, arseeni ja tina omadustega. Selliste "geokeemiliste tähtede" põhjal on võimalik ennustada elemendi olemasolu mineraalides ja maakides.

Sekundaarne perioodilisus

Paljud rühmade omadused ei muutu monotoonselt, vaid perioodiliselt, eriti IIIA-VIIA-rühmade elementide puhul. Seda nähtust nimetatakse sekundaarseks perioodilisuseks. Niisiis sarnaneb germaanium oma omadustelt rohkem süsinikule kui ränile. On teada, et silaan reageerib hüdroksiidioonidega vesilahus vesiniku vabanemisega, samas kui metaan ja saksa ei interakteeru isegi hüdroksiidioonide liiaga.

Sarnaseid anomaaliaid elementide keemilises käitumises täheldatakse ka teistes rühmades. Nii näiteks 4. perioodi elementidele, mis kuuluvad VA-VIIA-rühmadesse (As, Se, Br), on iseloomulik kõrgeimas oksüdatsiooniastmes ühendite madal stabiilsus. Kui pentafluoriidid, pentakloriidid ja pentajodiidid on tuntud fosfori ja antimoni poolest, siis arseeni puhul on seni saadud vaid pentafluoriidi. Seleenheksafluoriid on vähem stabiilne kui vastavad väävel- ja telluurfluoriidid. Halogeenrühmas moodustavad kloor(VII) ja jood(VII) stabiilsed hapnikuanioonid, samas kui alles 1968. aastal sünteesitud perbromaatioon on väga tugev oksüdeerija.

Sekundaarne perioodilisus on seotud eelkõige valentsi suhtelise inertsusega s-elektronid nn "tuuma tungimise tõttu", kuna järjestuses väheneb elektrontiheduse suurenemine sama peamise kvantarvuga tuuma läheduses. ns > np > nd > nf.

Seetõttu on elemendid, mis perioodilises tabelis on kohe pärast esimest täidetud elemente lk-, d- või f- alamtase, mida iseloomustab nende ühendite stabiilsuse vähenemine kõrgeimas oksüdatsiooniastmes. Need on naatrium ja magneesium (need tulevad pärast esimest korda täidetud p-alatasemega elemente), R- 4. perioodi elemendid galliumist krüptonini (täidetud d-alamtase), samuti lantaniidijärgsed elemendid hafniumist radoonini.

Aatomiraadiuste perioodiline kõikumine

Kvantmehaanika kontseptsioonide kohaselt ei ole aatomitel selgeid piire, kuid tõenäosus leida antud tuumaga seotud elektron sellest tuumast teatud kaugusel väheneb kauguse suurenedes kiiresti. Seetõttu määratakse aatomile teatud raadius, eeldades, et suurem osa elektrontihedusest (üle 90%) sisaldub selle raadiuse sfääris.

Elementide aatomraadiused on perioodilises sõltuvuses nende seerianumbrist.

Perioodidel, kui tuuma laeng suureneb, aatomite raadiused üldiselt vähenevad, mis on seotud väliste elektronide tuuma külgetõmbe suurenemisega. Suurimat aatomiraadiuste vähenemist täheldatakse väikeste perioodide elementide puhul. Elementide rühmades aatomiraadiused üldiselt suurenevad elektronikihtide arvu suurenedes. Seega elementide aatomiraadiuste muutumisel erinevad tüübid perioodilisus: vertikaalne, horisontaalne ja diagonaalne.

Teise perioodi elementide aatomite väike suurus toob kaasa täiendava kattumisega moodustunud mitme sideme stabiilsuse R-orbitaalid, mis on orienteeritud tuumadevahelise teljega risti. Seega on süsinikdioksiid gaasiline monomeer, mille molekul sisaldab kahte kaksiksidet, ja ränidioksiid on Si-O sidemetega kristalne polümeer. Toatemperatuuril eksisteerib lämmastik stabiilsete N 2 molekulide kujul, milles lämmastikuaatomid on omavahel ühendatud tugeva kolmiksidemega. Valge fosfor koosneb P4 molekulidest, must fosfor aga polümeer.

Ilmselt on kolmanda perioodi elementide jaoks mitme üksiksideme moodustamine soodsam kui ühe mitmiksideme moodustamine. Täiendava kattumise tõttu R-süsiniku ja lämmastiku orbitaale iseloomustavad CO 3 2− ja NO 3 − anioonid (kolmnurga kuju), räni ja fosfori puhul on aga stabiilsemad tetraeedrilised anioonid SiO 4 4− ja PO 4 3−.

Perioodilise seaduse tähendus

Perioodiline seadus mängis keemia ja teiste loodusteaduste arengus tohutut rolli. Kõigi elementide omavaheline seos, nende füüsiline ja keemilised omadused. See tekitas loodusteaduste ees suure tähtsusega teadusliku ja filosoofilise probleemi: seda vastastikust seost tuleb selgitada. Pärast perioodilise seaduse avastamist sai selgeks, et kõigi elementide aatomid tuleb selle järgi ehitada ühtne põhimõte, ja nende struktuur peaks peegeldama elementide omaduste perioodilisust. Seega sai perioodilisest seadusest aatomi- ja molekulaarteaduse evolutsiooni oluline lüli, millel oli oluline mõju aatomi ehituse teooria arengule. Ta aitas kaasa ka sõnastamisele kaasaegne kontseptsioon"keemiline element" ja selgitab ideid lihtsate ja keerukate ainete kohta.

Kasutades perioodilist seadust, D.I. Mendelejevist sai esimene teadlane, kes suutis lahendada keemia prognoosimise probleemid. See ilmnes juba paar aastat pärast elementide perioodilise tabeli loomist, kui avastati Mendelejevi ennustatud uued keemilised elemendid. Perioodiline seadus aitas selgitada ka paljusid juba avastatud elementide keemilise käitumise tunnuseid. Aatomifüüsika edu, sealhulgas tuumaenergia ja tehiselementide süntees, sai võimalikuks ainult tänu perioodilisele seadusele. Need omakorda laiendasid ja süvendasid Mendelejevi seaduse olemust, laiendasid elementide perioodilise tabeli piire.

Perioodiline seadus on universaalne seadus. See on üks levinumaid teaduslikud mustrid, mis looduses tõesti eksisteerivad ja seetõttu ei kaota kunagi oma tähtsust meie teadmiste arenemise protsessis. On kindlaks tehtud, et perioodilisus ei sõltu mitte ainult elektrooniline struktuur aatom, aga ka aatomituumade peenstruktuur, mis viitab omaduste perioodilisusele elementaarosakeste maailmas.

Aja jooksul perioodilise seaduse roll ei vähene. Temast sai oluline alus anorgaaniline keemia. Seda kasutatakse näiteks etteantud omadustega ainete sünteesil, uute materjalide loomisel ja tõhusate katalüsaatorite valikul.

Perioodilise seaduse tähtsus üldise ja anorgaanilise keemia õpetamisel on hindamatu. Tema avastust seostati keemiaõpiku loomisega, kui Mendelejev püüdis selgelt esitada teavet tol ajal tuntud 63 keemilise elemendi kohta. Nüüd on elementide arv peaaegu kahekordistunud ja perioodiline seadus võimaldab paljastada erinevate omaduste sarnasusi ja seaduspärasusi. keemilised elemendid kasutades oma positsiooni perioodilises tabelis.

Andmed tuuma struktuuri ja elektronide jaotuse kohta aatomites võimaldavad vaadelda perioodilist seadust ja elementide perioodilist süsteemi füüsikalistest põhipositsioonidest. Alusel kaasaegsed ideed Perioodiline seadus on sõnastatud järgmiselt:

Lihtainete omadused, aga ka elementide ühendite vormid ja omadused on perioodilises sõltuvuses aatomituuma laengust (järjekorranumber).

D.I. perioodiline tabel. Mendelejev

Praegu on teada üle 500 perioodilisuse süsteemi esituse variandi: need on perioodilisuse seaduse edasikandmise erinevad vormid.

Elementide süsteemi esimene versioon, mille D.I.Mendelejev pakkus välja 1. märtsil 1869, oli nn pika vormi versioon. Selles variandis olid perioodid paigutatud ühte ritta.

Perioodilises süsteemis on 7 horisontaalset perioodi, millest kolme esimest nimetatakse väikesteks ja ülejäänud on suured. Esimesel perioodil on 2 elementi, teises ja kolmandas - kumbki 8, neljandas ja viiendas - kumbki 18, kuuendas - 32, seitsmes (mittetäielik) - 21 elementi. Iga periood, välja arvatud esimene, algab leelismetalliga ja lõpeb väärisgaasiga (7. periood on lõpetamata).

Kõik perioodilise süsteemi elemendid on nummerdatud järjekorras, milles nad üksteisele järgnevad. Elementide numbreid nimetatakse järg- või aatomnumbriteks.

Süsteemil on 10 rida. Iga väike periood koosneb ühest reast, iga suur periood koosneb kahest reast: paaris (ülemine) ja paaritu (alumine). Suurte perioodide paarisridades (neljas, kuues, kaheksas ja kümnes) on ainult metallid ning vasakult paremale reas olevate elementide omadused muutuvad veidi. Suurte perioodide paaritutel ridadel (viies, seitsmes ja üheksas) muutuvad rea elementide omadused vasakult paremale, nagu tüüpiliste elementide puhul.

Peamine tunnus, mille järgi suurte perioodide elemendid jagunevad kahte ritta, on nende oksüdatsiooniaste. Nende identseid väärtusi korratakse kaks korda elementide aatommasside suurenemise perioodi jooksul. Näiteks neljandal perioodil muutuvad elementide oksüdatsiooniastmed K-st Mn-ni +1-lt +7-le, millele järgneb triaad Fe, Co, Ni (need on paarisrea elemendid), misjärel sama tõus vaadeldakse elementide oksüdatsiooniastet Cu-st Br-ni ( on paaritu rea elemendid). Sama näeme ka teistes suurtes perioodides, välja arvatud seitsmes, mis koosneb ühest (paaris) seeriast. Ka elementide kombinatsioonide vorme korratakse suurte perioodide jooksul kaks korda.

Kuuendal perioodil, pärast lantaani, on 14 elementi seerianumbritega 58-71, mida nimetatakse lantaniidideks (sõna "lantaniidid" tähendab lantaaniga sarnast ja "aktiniidid" - "nagu aktiinium"). Mõnikord nimetatakse neid lantaniidideks ja aktiniidideks. , mis tähendab lantaniidi järgimist, aktiiniumi järgimist).Lantaniidid on paigutatud eraldi tabeli lõppu ja lahtris tähistab tärn nende paiknemise järjestust süsteemis: La-Lu Lantaniidide keemilised omadused on väga sarnased.Näiteks on nad kõik reaktiivsed metallid, reageerivad veega, moodustades hüdroksiidi ja vesinikku Sellest järeldub, et lantaniididel on tugev horisontaalne analoogia.

Seitsmendal perioodil moodustavad aktiniidide perekonna 14 elementi seerianumbritega 90-103. Need paigutatakse ka eraldi - lantaniidide alla ja vastavas lahtris näitavad kaks tärni nende asukoha järjestust süsteemis: Ac-Lr. Kuid erinevalt lantaniididest on aktiniidide horisontaalne analoogia nõrgalt väljendatud. Nende ühendites on rohkem erinevaid oksüdatsiooniastmeid. Näiteks aktiiniumi oksüdatsiooniaste on +3 ja uraani +3, +4, +5 ja +6. Aktiniidide keemiliste omaduste uurimine on nende tuumade ebastabiilsuse tõttu äärmiselt keeruline.

Perioodilises tabelis on kaheksa rühma paigutatud vertikaalselt (tähistatud rooma numbritega). Rühma number on seotud nendes ühendites esinevate elementide oksüdatsiooniastmega. Reeglina on elementide kõrgeim positiivne oksüdatsiooniaste võrdne rühma numbriga. Erandiks on fluor - selle oksüdatsiooniaste on -1; vask, hõbe, kuld näitavad oksüdatsiooniastet +1, +2 ja +3; VIII rühma elementidest on oksüdatsiooniaste +8 teada ainult osmiumi, ruteeniumi ja ksenooni puhul.

VIII rühm sisaldab väärisgaase. Varem arvati, et nad ei ole võimelised moodustama keemilisi ühendeid.

Iga rühm jaguneb kaheks alarühmaks - põhi- ja sekundaarseks, mida perioodilises süsteemis rõhutab ühe nihkumine paremale ja teiste vasakule. Peamise alarühma moodustavad tüüpilised elemendid (teise ja kolmanda perioodi elemendid) ja neile keemiliste omaduste poolest sarnased suurte perioodide elemendid. Teisene alarühm koosneb ainult metallidest - suurte perioodide elementidest. VIII rühm erineb teistest. Lisaks peamisele heeliumi alarühmale sisaldab see kolme kõrvalalarühma: raua alarühma, koobalti alarühma ja nikli alarühma.

Põhi- ja teisese alarühma elementide keemilised omadused erinevad oluliselt. Näiteks VII rühmas moodustavad peamise alarühma mittemetallid F, CI, Br, I, At, kõrvalrühma aga metallid Mn, Tc, Re. Seega ühendavad alamrühmad üksteisega kõige sarnasemaid elemente.

Kõik elemendid peale heelium, neoon ja argoon moodustavad hapnikuühendeid; Hapnikuühendeid on ainult 8 vormi. Perioodilises süsteemis on neid sageli esindatud üldvalemitega, mis asuvad iga rühma all elementide oksüdatsiooniastme tõusvas järjekorras: R 2 O, RO, R 2 O 3, RO 2, R 2 O 5, RO 3, R 2 O 7, RO 4, kus R on selle rühma element. Kõrgemate oksiidide valemid kehtivad rühma kõikide elementide (peamise ja sekundaarse) kohta, välja arvatud juhtudel, kui elementide oksüdatsiooniaste ei ole võrdne rühma numbriga.

Peamiste alarühmade elemendid, alates rühmast IV, moodustavad gaasilisi vesinikuühendeid, selliseid ühendeid on 4. Neid esindavad ka üldvalemid järjestuses RN 4, RN 3, RN 2, RN. Vesinikühendite valemid asuvad põhialarühmade elementide all ja kehtivad ainult nende kohta.

Alarühmade elementide omadused muutuvad loomulikult: ülalt alla metallilised omadused suurenevad ja mittemetallilised nõrgenevad. Ilmselgelt on metallilised omadused kõige enam väljendunud frantsiumil, seejärel tseesiumil; mittemetalliline - fluoris, seejärel - hapnikus.

Samuti on võimalik visuaalselt jälgida elementide omaduste perioodilisust, lähtudes aatomite elektrooniliste konfiguratsioonide arvestamisest.

Perioodiliselt korratakse elektronide arvu, mis paiknevad välistasandil elementide aatomites, järjestatuna järjestikku kasvava seerianumbri järgi. Elementide omaduste perioodiline muutumine koos seerianumbri suurenemisega on seletatav nende aatomite struktuuri perioodilise muutumisega, nimelt elektronide arvuga nende välistes energiatasemetes. Vastavalt energiatasemete arvule aatomi elektronkihis jagunevad elemendid seitsmeks perioodiks. Esimene periood koosneb aatomitest, mille elektronkiht koosneb ühest energiatasemest, teises perioodis - kahest, kolmandas - kolmest, neljandas - neljast jne. Iga uus periood algab uue energiatasemega. hakkab taset täitma.

Perioodilises süsteemis algab iga periood elementidega, mille aatomite välistasandil on üks elektron - leelismetalli aatomid - ja lõpeb elementidega, mille välistasandi aatomitel on 2 (esimesel perioodil) või 8 elektroni (kõigis järgnevates). ) - väärisgaasi aatomid .

Edasi näeme, et elementide (Li, Na, K, Rb, Cs) aatomite puhul on välised elektronkestad sarnased; (Be, Mg, Ca, Sr); (F, Cl, Br, I); (He, Ne, Ag, Kr, Xe) jne. Seetõttu on kõik ülaltoodud elementide rühmad perioodilisuse tabeli teatud põhialarühmas: Li, Na, K, Rb, Cs rühmas I, F, Cl, Br, I - VII-s jne.

Just aatomite elektronkestade struktuuri sarnasuse tõttu on nende füüsikalised ja keemilised omadused sarnased.

Number peamised alarühmad on määratud maksimaalse elementide arvuga energiatasemel ja on võrdne 8-ga. Üleminekuelementide arv (elemendid külgmised alarühmad) määratakse elektronide maksimaalse arvu järgi d-alamtasandil ja on võrdne 10-ga igas suures perioodis.

Kuna keemiliste elementide perioodilises süsteemis D.I. Mendelejevi sõnul sisaldab üks külgmistest alarühmadest korraga kolme keemilistelt omadustelt lähedast üleminekuelementi (nn Fe-Co-Ni, Ru-Rh-Pd, Os-Ir-Pt triaadid), seejärel külgmiste alarühmade arvu. , nagu ka peamised, on kaheksa.

Analoogiliselt siirdeelementidega võrdub perioodilisuse tabeli allossa sõltumatute ridade kujul olevate lantaniidide ja aktiniidide arv maksimaalse elektronide arvuga f-alatasandil, st 14-ga.

Periood algab elemendiga, mille aatomis on välistasandil üks s-elektron: esimesel perioodil on see vesinik, ülejäänud - leelismetallid. Periood lõpeb väärisgaasiga: esimene - heeliumiga (1s 2), ülejäänud perioodid - elementidega, mille välistasandi aatomitel on elektrooniline konfiguratsioon ns 2 np 6 .

Esimene periood sisaldab kahte elementi: vesinikku (Z = 1) ja heeliumi (Z = 2). Teine periood algab elemendiga liitium (Z= 3) ja lõpeb neooniga (Z= 10). Teises perioodis on kaheksa elementi. Kolmas periood algab naatriumiga (Z = 11), mille elektrooniline konfiguratsioon on 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1. Sellest sai alguse kolmanda energiataseme täitmine. See lõpeb inertgaasi argooniga (Z= 18), mille 3s ja 3p alamtasemed on täielikult täidetud. Argooni elektrooniline valem: 1s 2 2s 2 2p 6 Zs 2 3p 6. Naatrium on liitiumi analoog, argoon on neooni analoog. Kolmandas perioodis, nagu ka teises, on kaheksa elementi.

Neljas periood algab kaaliumiga (Z = 19), mille elektrooniline struktuur on väljendatud valemiga 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p64s 1. Selle 19. elektron hõivas 4s alamtasandi, mille energia on madalam kui 3d alamtasandi energia. Väline 4s elektron annab elemendile naatriumiga sarnased omadused. Kaltsiumis (Z = 20) on 4s alamtase täidetud kahe elektroniga: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2. Skandiumielemendist (Z = 21) algab 3d alamtaseme täitmine, kuna see on energeetiliselt soodsam kui 4p -alamtase. 3d alamtasandi viis orbitaali võivad hõivata kümne elektroniga, mis esinevad aatomites skandiumist tsinkini (Z = 30). Seetõttu vastab Sc elektrooniline struktuur valemile 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 ja tsink - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2. Järgmiste elementide aatomites kuni inertgaasi krüptonini (Z = 36) täidetakse 4p alamtaset. Neljandas perioodis on 18 elementi.

Viies periood sisaldab elemente rubiidiumist (Z = 37) kuni inertgaasi ksenoonini (Z = 54). Nende energiatasemete täitumine on sama, mis neljanda perioodi elementidel: pärast Rb ja Sr kümme elementi ütriumist (Z= 39) kaadmiumiks (Z = 48), täitub 4d alamtase, misjärel elektronid hõivavad 5p alamtasandi. Viiendal perioodil, nagu ka neljandas, on 18 elementi.

Tseesiumi kuuenda perioodi elementide aatomites (Z= 55) ja baariumi (Z = 56), 6s alamtase on täidetud. Lantaanis (Z = 57) siseneb üks elektron 5d alamtasandile, misjärel selle alamtaseme täitumine peatub ning täituma hakkab 4f alamtase, mille seitse orbitaali võivad hõivata 14 elektroni. See juhtub lantaniidelementide aatomite puhul, mille Z = 58–71. Kuna väljastpoolt kolmanda tasandi sügav 4f alamtase on täidetud nende elementidega, on neil väga sarnased keemilised omadused. Hafniumiga (Z = 72) jätkub d-alataseme täitmine ja lõpeb elavhõbedaga (Z = 80), misjärel elektronid täidavad 6p-alataseme. Tasapinna täitmine lõpetatakse väärisgaasi radoonil (Z = 86). Kuuendas perioodis on 32 elementi.

Seitsmes periood on poolik. Elektrooniliste nivoorite täitumine elektronidega on sarnane kuuenda perioodiga. Pärast Prantsusmaal 7s alamtasandi (Z = 87) ja raadiumi (Z = 88) täitmist siseneb aktiiniumi elektron 6d alamtasandile, misjärel hakkab 5f alamtase täituma 14 elektroniga. See juhtub aktiniidi elementide aatomite puhul, mille Z = 90–103. Pärast 103. elementi täidetakse b d-alamtase: kurchatoviumis (Z = 104), = 105), elemendid Z = 106 ja Z = 107. Aktiniididel, nagu lantaniididel, on palju sarnaseid keemilisi omadusi.

Kuigi 3d alamtase täidetakse pärast 4s alamtaset, paigutatakse see valemis varasemaks, kuna kõik selle taseme alamtasemed kirjutatakse järjestikku.

Sõltuvalt sellest, milline alamtase on viimati elektronidega täidetud, jagunevad kõik elemendid nelja tüüpi (perekonda).

1. s - Elemendid: välistasandi s-alatasand on täidetud elektronidega. Need hõlmavad iga perioodi kahte esimest elementi.

2. p - Elemendid: välistasandi p-alatasand on täidetud elektronidega. Need on iga perioodi 6 viimast elementi (välja arvatud esimene ja seitsmes).

3. d - elemendid: teise tasandi d-alamtase väljastpoolt on täidetud elektronidega ja üks või kaks elektroni jäävad välistasandile (Pd puhul - null). Nende hulka kuuluvad suurte perioodide interkalaarsete aastakümnete elemendid, mis paiknevad s- ja p-elementide vahel (neid nimetatakse ka üleminekuelementideks).

4. f - Elemendid: väljastpoolt kolmanda tasandi f-alatase on täidetud elektronidega ja kaks elektroni jäävad välistasandile. Need on lantaniidid ja aktiniidid.

Perioodilises süsteemis on 14 s-elementi, 30 p-elementi, 35 d-elementi, f-elementi 28. Sama tüüpi elementidel on mitmeid ühiseid keemilisi omadusi.

Perioodiline süsteem D. I. Mendelejev on keemiliste elementide loomulik klassifikatsioon nende aatomite elektronstruktuuri järgi. Aatomi elektronstruktuuri ja seega ka elemendi omadusi hinnatakse elemendi asukoha järgi perioodilise süsteemi vastavas perioodis ja alamrühmas. Elektrooniliste tasemete täitmise mustrid selgitavad elementide erinevat arvu perioodides.

Seega on D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi elementide paigutuse range perioodilisus täielikult seletatav energiatasemete täitmise järjekindlusega.

Järeldused:

Aatomite ehituse teooria selgitab elementide omaduste perioodilist muutumist. Aatomituumade positiivsete laengute suurenemine 1-lt 107-ni põhjustab välise energiataseme struktuuri perioodilist kordumist. Ja kuna elementide omadused sõltuvad peamiselt välistasandi elektronide arvust, siis ka need korduvad perioodiliselt. See on perioodilise seaduse füüsiline tähendus.

Lühiajaliselt suureneb aatomituumade positiivse laengu suurenemisega elektronide arv välisel tasemel (1-lt 2-le - esimesel perioodil ja 1-lt 8-le - teisel ja kolmandal perioodil) , mis seletab elementide omaduste muutumist: perioodi alguses (v.a esimene periood) on leelismetall, siis metallilised omadused järk-järgult nõrgenevad ja mittemetallilised omadused suurenevad.

Suurtel perioodidel on tuumalaengu kasvades nivoode täitmine elektronidega keerulisem, mis seletab ka elementide omaduste keerukamat muutumist võrreldes väikeste perioodide elementidega. Seega püsib pikkade perioodide paarisridades ja laengu suurenedes välistasandi elektronide arv konstantsena ja võrdub 2 või 1-ga. Seega, samal ajal kui elektronid täidavad välisele (väljastpoolt teisele) järgnevat taset, Nende ridade elementide omadused muutuvad äärmiselt aeglaselt. Ainult paaritute ridade korral, kui elektronide arv välistasandil suureneb koos tuumalaengu kasvuga (1-lt 8-le), hakkavad elementide omadused muutuma samamoodi nagu tüüpilistel.

Aatomite ehituse doktriini valguses on D.I. Mendelejev kõigist elementidest seitsme perioodi jooksul. Perioodi number vastab elektronidega täidetud aatomite energiatasemete arvule Seetõttu on s-elemendid olemas kõigis perioodides, p-elemendid teises ja järgnevas, d-elemendid neljandas ja järgnevas ning f-elemendid kuues ja seitsmes periood.

Kergesti on seletatav ka rühmade jaotus alarühmadeks, mis lähtuvad energiatasemete elektronidega täitumise erinevusest. Peamiste alamrühmade elementide puhul täidetakse välistasandite s-alamtasandid (need on s-elemendid) või p-alatasandid (need on p-elemendid). Kõrvalrühmade elementide puhul täidetakse (teise välistasandi (need on d-elemendid) d-alatasand. Lantaniidide ja aktiniidide puhul täidetakse vastavalt 4f- ja 5f-alatasandid (need on f-elemendid). Seega kombineeritakse igas alamrühmas elemendid, mille aatomitel on välise elektroonilise tasandi struktuur sarnane. Samal ajal sisaldavad põhialarühmade elementide aatomid välistasanditel elektronide arvu, mis on võrdne rühma arvuga. Sekundaarsed alamrühmad hõlmavad elemente, mille aatomid asuvad välistasandil kaks või üks elektron.

Struktuurierinevused põhjustavad ka erinevusi sama rühma erinevate alarühmade elementide omadustes. Niisiis on halogeeni alamrühma elementide aatomite välistasandil mangaani alamrühma seitse elektroni - igaüks kaks elektroni. Esimesed on tüüpilised metallid ja teised on metallid.

Kuid ka nende alarühmade elementidel on üldised omadused: sisenemine keemilised reaktsioonid, võivad need kõik (välja arvatud fluor F) loovutada 7 elektroni moodustumiseks keemilised sidemed. Sel juhul loovutavad mangaani alarühma aatomid väliselt 2 elektroni ja järgmiselt 5 elektroni. Seega on sekundaarsete alamrühmade elementides valentselektronid mitte ainult välimised, vaid ka eelviimased (väljastpoolt teine) tasemed, mis on põhi- ja sekundaarse alarühma elementide omaduste peamine erinevus.

Sellest järeldub ka, et rühmaarv näitab reeglina elektronide arvu, mis võivad osaleda keemiliste sidemete moodustamises. See on rühmanumbri füüsiline tähendus.

Niisiis määrab aatomite struktuur kaks mustrit:

1) elementide omaduste muutus horisontaalselt - perioodil vasakult paremale nõrgenevad metallilised omadused ja paranevad mittemetallilised omadused;

2) elementide omaduste muutumine piki vertikaali - seerianumbri suurenemisega alarühmas metallilised omadused suurenevad ja mittemetallilised nõrgenevad.

Sel juhul asub element (ja süsteemi lahter) horisontaalse ja vertikaali ristumiskohas, mis määrab selle omadused. See aitab leida ja kirjeldada nende elementide omadusi, mille isotoobid on kunstlikult saadud.

1. lehekülg

Suureneva aatomarvuga elementide omaduste perioodiline kordumine ilmneb eriti siis, kui elemendid on paigutatud tabelisse, mida nimetatakse perioodiliseks tabeliks või elementide perioodiliseks süsteemiks. Välja on pakutud ja kasutusel on mitu perioodilise tabeli vormi.

Kasvava aatomarvuga elementide omaduste perioodilist kordumist saab selgelt näidata, kui elemendid on paigutatud tabelisse, mida nimetatakse perioodilisuseks ehk elementide perioodiliseks süsteemiks. Paljud on välja pakutud ja neid kasutatakse. erinevaid vorme perioodiline süsteem.

Elementide omaduste perioodilise kordumise põhimõte ei saanud lubada ainult ühe, isoleeritud argooni elemendi olemasolu; selliseid lihtsaid aineid peaks olema vähe või üldse mitte. Ramsay seisis aga kindlalt perioodilise seaduse positsioonidel ja see, aga ka laboritehnoloogia areng eelmise sajandi lõpus, määras inertgaaside rühma ülejäänud liikmete kiire avastamise.

Millega on seletatav elementide omaduste perioodiline kordumine perioodilises süsteemis.

Mis seletab elementide omaduste perioodilist kordumist.

Arvestades, et elementide omaduste perioodiline kordumine ei tulene mitte ainult nende massist (aatommassist), vaid ka aatomite endi kui tervete osakeste liikumise olemusest (nende liikumise kiirus ja suund), koostab Flavitsky oma hüpotees peal järgmisel alusel: elementide perioodilisus ei ole tingitud tüübi kordumisest sisemine hoone aatomid, vaid asjaolu, et aatomite kui tervete osakeste liikumise iseloom muutub perioodiliselt.

Seega on elementide omaduste perioodilise kordumise põhjuseks nende aatomite elektrooniliste konfiguratsioonide perioodiline kordumine.

Aatomite elektroonilise struktuuri uurimine võimaldas tõestada, et kasvava seerianumbriga elementide omaduste perioodilise kordumise põhjuseks on uute elektronkestade ehitamise protsessi perioodiline kordumine. Perioodilise süsteemi samasse rühma kuuluvad alati need elemendid, mille aatomite väliskestes on sama arv elektrone. Seega sisaldavad kõigi inertgaaside aatomid, välja arvatud heelium, 8 elektroni kohta välimine kest ja neid on kõige raskem ioniseerida, samas kui leelismetalliaatomid sisaldavad väliskestas igaüks ühte elektroni ja neil on madalaim ionisatsioonipotentsiaal. Leelismetallid, mille väliskestas on ainult üks elektron, võivad selle kergesti kaotada, muutudes positiivse iooni stabiilseks vormiks, mille elektronkonfiguratsioon sarnaneb lähima väiksema aatomarvuga inertgaasiga. Elemendid nagu fluor, kloor jne, mis lähenevad väliste elektronide arvu poolest inertgaaside konfiguratsioonile, vastupidi, kalduvad omandama elektrone ja reprodutseerima seda elektroonilist konfiguratsiooni, minnes vastavaks negatiivseks iooniks.

D. I. Mendelejevi tabeli kolmandale perioodile järgnevad perioodid on pikemad. Küll aga säilib elementide omaduste perioodiline kordumine. See muutub keerukamaks, kuna elementide füüsikalised ja keemilised omadused suurenevad, kui nende aatommassid suurenevad. Esimeste perioodide aatomite struktuuriga arvestamine kinnitab, et elektronide piiratud kohtade arv igas tuuma ümbritsevas kestas (Pauli keeld) on elementide omaduste perioodilise kordumise põhjuseks. See perioodilisus on suur loodusseadus, mille avastas D. I. Mendelejev eelmise sajandi lõpus ja millest meie ajal on saanud mitte ainult keemia, vaid ka füüsika arengu üks aluseid.

/j väärtused suurenevad järk-järgult, kui Z suureneb, kuni Z jõuab väärisgaasi väärtuseni, ja seejärel langevad järgmise elemendi juurde liikudes umbes neljandikuni väärisgaasi väärtusest. Teise omaduse - tahkes olekus elementide tiheduse - muutumise perioodilisus on näidatud joonisel fig. 5.13. Elementide omaduste selline perioodiline kordumine järjekorranumbri suurenemisega ilmneb eriti siis, kui elemendid on järjestatud tabeli kujul, mida nimetatakse perioodiliseks tabeliks ja elementide perioodiliseks süsteemiks. Paljud on välja pakutud ja neid kasutatakse. erinevad vormid perioodiline süsteem.

Samaaegselt Newlandsiga lähenes de Chancourtois perioodilise seaduse avastamisele Prantsusmaal. Kuid vastupidiselt sensuaalsele muusika- ja helipildile, mis oli Newlandsi jaoks analoogia keemiliste elementide regulaarsusega, mille ta osaliselt paljastas, kasutas prantsuse loodusteadlane abstraktset geomeetrilist pilti: ta võrdles elementide omaduste perioodilist kordumist, paigutatud vastavalt nende aatommassile spiraalse joone mähisega (vis tellurique) a külgpind silinder.

Idee tuuma laengu suurusest kui aatomi defineerivast omadusest pani aluse D. I. Mendelejevi perioodilise seaduse kaasaegsele sõnastamisele: keemiliste elementide omadused, aga ka aatomi vormid ja omadused. Nende elementide ühendid on perioodilises sõltuvuses nende aatomite tuumade laengu suurusest. See võimaldas selgitada elementide omaduste perioodilise kordumise põhjust, mis seisneb aatomite elektrooniliste konfiguratsioonide struktuuri perioodilises kordumises.

Alles pärast aatomi struktuuri selgitamist selgusid elementide omaduste perioodilise kordumise põhjused.

Vastavalt perioodilisele seadusele D.I. Mendelejevi sõnul ei muutu perioodilise süsteemi seerianumbri suurenemisega elementide kõik omadused pidevalt, vaid perioodiliselt, pärast teatud arvu elemente, korduvad. Elementide omaduste muutumise perioodilisuse põhjuseks on valentsi alamtasemete sarnaste elektrooniliste konfiguratsioonide perioodiline kordumine: kui korratakse näiteks valentsi alamtasemete mis tahes elektroonilist konfiguratsiooni, siis näites vaadeldav konfiguratsioon ns 2 np 2 3.1.3 kordab suures osas sarnase elektroonilise struktuuri eelmisi elemente.

Iga elemendi kõige olulisem keemiline omadus on selle aatomite võime loovutada või saada elektrone, mis iseloomustab esimesel juhul elemendi redutseerivat, teisel juhul oksüdeerivat aktiivsust. Elemendi redutseeriva aktiivsuse kvantitatiivne tunnus on ionisatsiooni energia (potentsiaal), oksüdeeriv aga elektronide afiinsus.

Ionisatsioonienergia (potentsiaal) on energia, mis tuleb kulutada elektroni eraldamiseks ja eemaldamiseks aatomist 6 . On selge, et seda madalam on ionisatsioonienergia. Mida rohkem väljendub aatomi võime loovutada elektron ja järelikult seda suurem on elemendi redutseeriv aktiivsus. Ionisatsioonienergia, nagu iga elementide omadus, ei muutu monotoonselt, vaid perioodiliselt koos seerianumbri suurenemisega perioodilises süsteemis. Fikseeritud elektronkihtide arvuga perioodi jooksul suureneb ionisatsioonienergia koos seerianumbri suurenemisega, mis on tingitud väliste elektronide aatomituuma külgetõmbejõu suurenemisest tuumalaengu suurenemise tõttu. Järgmise perioodi esimesele elemendile üle minnes toimub ionisatsioonienergia järsk langus - nii tugev, et ionisatsioonienergia muutub väiksemaks kui alarühma eelmise analoogi ionisatsioonienergia. Selle põhjuseks on eemaldatud välise elektroni tuuma külgetõmbejõu järsk vähenemine, mis on tingitud aatomi raadiuse olulisest suurenemisest elektronkihtide arvu suurenemise tõttu uuele perioodile üleminekul. Niisiis, seerianumbri suurenemisega ionisatsioonienergia perioodil suureneb 7 , ja väheneb peamistes alarühmades. Nii et suurima redutseeriva aktiivsusega elemendid asuvad perioodide alguses ja põhialarühmade allosas.

Elektronide afiinsus on energia, mis vabaneb, kui aatom ühendab elektroni.. Mida suurem on afiinsus elektroni suhtes, seda tugevam on aatomi võime elektroni siduda ja sellest tulenevalt seda suurem on elemendi oksüdatiivne aktiivsus. Seerianumbri suurenemisega perioodi jooksul suureneb elektronide afiinsus väliskihi elektronide tuuma külgetõmbe suurenemise tõttu ja elementide rühmades elektronide afiinsus väheneb elektronide afiinsuse vähenemise tõttu. väliste elektronide tuuma külgetõmbejõud ja aatomiraadiuse suurenemise tõttu. Seega paiknevad kõrgeima oksüdeeriva aktiivsusega elemendid 8. perioodi lõpus ja perioodilise süsteemi rühmade tipus.

Elementide redoks-omaduste üldine tunnus on elektronegatiivsus on pool ionisatsioonienergia ja elektronide afiinsuse summast. Perioodilise süsteemi perioodide ja rühmade ionisatsioonienergia ja elektronide afiinsuse muutumise mustrite põhjal on lihtne järeldada, et perioodidel suureneb elektronegatiivsus vasakult paremale, rühmades väheneb ülalt alla. Järelikult, mida suurem on elektronegatiivsus, seda tugevam on elemendi oksüdatiivne aktiivsus ja seda nõrgem on selle redutseeriv aktiivsus.

Näide 3.2.1.Elementide redoksomaduste võrdlevad omadusedIA- jaVA-2. ja 6. perioodi rühmad.

Sest perioodidel suureneb ionisatsioonienergia, elektronide afiinsus ja elektronegatiivsus vasakult paremale ning rühmades ülevalt alla vähenevad, võrreldavate elementide hulgas on lämmastik kõrgeima oksüdeeriva aktiivsusega ja frantsium on tugevaim redutseerija.

Elemente, mille aatomid on võimelised avaldama ainult redutseerivaid omadusi, nimetatakse tavaliselt metallideks (metallideks). Mittemetalliliste elementide (mittemetallide) aatomitel võivad olla nii redutseerivad kui ka oksüdeerivad omadused, kuid oksüdeerivad omadused on neile iseloomulikumad.

Metallid on tavaliselt elemendid, millel on väike arv väliseid elektrone. Metallide hulka kuuluvad kõik kõrvalrühmade elemendid, lantaniidid ja aktiniidid, sest elektronide arv nende elementide aatomite väliskihis ei ületa 2. Põhilistesse alarühmadesse kuuluvad ka metallilised elemendid. 2. perioodi peamistes alarühmades on Li ja Be tüüpilised metallid. 2. perioodil toimub metalliliste omaduste kadumine kolmanda elektroni sisenemisel välimisse elektronikihti – üleminekul boorile. Alusperioodide peamistes alarühmades toimub metallide ja mittemetallide vahelise piiri järkjärguline nihkumine ühe positsiooni võrra paremale elementide redutseeriva aktiivsuse suurenemise tõttu aatomiraadiuse suurenemise tõttu. Niisiis, 3. perioodil läheb metalle ja mittemetalle eraldav tingimuslik piir juba Al ja Si vahelt, 4. perioodil on esimene tüüpiline mittemetall arseen jne.

"Elementide omadused ja seega ka nende moodustatud lihtsad ja keerukad kehad (ained) on perioodilises sõltuvuses nende aatommassist."

Kaasaegne sõnastus:

"keemiliste elementide omadused (st nendest moodustuvate ühendite omadused ja vorm) on perioodilises sõltuvuses keemiliste elementide aatomite tuuma laengust."

Keemilise perioodilisuse füüsikaline tähendus

Keemiliste elementide omaduste perioodilised muutused on tingitud nende aatomite välise energiataseme (valentselektronide) elektroonilise konfiguratsiooni õigest kordumisest koos tuumalaengu suurenemisega.

Graafiline pilt perioodiline seadus on perioodilisustabel. See sisaldab 7 perioodi ja 8 rühma.

Periood - elementide horisontaalsed read valentselektronide peamise kvantarvu sama maksimaalse väärtusega.

Perioodi number tähistab energiatasemete arvu elemendi aatomis.

Perioodid võivad koosneda 2 (esimene), 8 (teine ​​ja kolmas), 18 (neljas ja viies) või 32 (kuues) elemendist, olenevalt elektronide arvust välisel energiatasemel. Viimane, seitsmes periood on poolik.

Kõik perioodid (välja arvatud esimene) algavad leelismetalliga ( s- element) ja lõpetage väärisgaasiga ( ns 2 np 6).

Metallilisi omadusi peetakse elemendiaatomite võimeks kergesti elektronidest loobuda, mittemetallilisteks aga elektronide vastuvõtmiseks, kuna aatomitel on kalduvus omandada stabiilne konfiguratsioon täidetud alamtasanditega. Välispinna täitmine s- alamtase näitab aatomi metallilisi omadusi ja välise moodustumist p- alamtase - mittemetalliliste omaduste kohta. Elektronide arvu suurenemine võrra p- alamtase (1 kuni 5) suurendab aatomi mittemetallilisi omadusi. Välise elektronkihi täielikult moodustunud energeetiliselt stabiilse konfiguratsiooniga aatomid ( ns 2 np 6) keemiliselt inertne.

Pikkade perioodide jooksul toimub omaduste üleminek aktiivmetallilt väärisgaasile sujuvamalt kui lühikestel perioodidel, sest sisemise moodustumine n - 1) d - alamtasand, säilitades samal ajal välise ns 2 - kiht. Suured perioodid koosnevad paaris- ja paaritutest ridadest.

Väliskihi ühtlaste ridade elementide jaoks ns 2 - elektronid, seetõttu on ülekaalus metallilised omadused ja nende nõrgenemine tuumalaengu suurenemisega on väike; paaritutes ridades moodustub np- alamtase, mis seletab metalliliste omaduste olulist nõrgenemist.

Rühmad - elementide vertikaalsed veerud, millel on sama arv valentselektrone, mis on võrdsed rühma numbriga. Seal on põhi- ja sekundaarsed alarühmad.

Peamised alarühmad koosnevad väikese ja suure perioodi elementidest, mille valentselektronid paiknevad välisküljel. ns - ja np - alamtasandid.

Teisesed alarühmad koosnevad ainult suurte perioodide elementidest. Nende valentselektronid on välisküljel ns- alamtasand ja sisemine ( n - 1) d - alamtase (või (n - 2) f - alamtase).

Olenevalt sellest, millisel alamtasemel ( s-, p-, d- või f-) Valentselektronidega täidetud, jagunevad perioodilise süsteemi elemendid: s- elemendid (peamise alarühma elemendid I ja II rühm), p - elemendid (peamiste alarühmade elemendid III - VII rühmad), d - elemendid (sekundaarsete alamrühmade elemendid), f- elemendid (lantaniidid, aktiniidid).

Peamistes alarühmades, ülalt alla, on metallilised omadused paranenud, mittemetallilised omadused aga nõrgenenud. Põhi- ja sekundaarrühma elemendid erinevad omaduste poolest suuresti.

Rühma number näitab elemendi kõrgeimat valentsust (v.a O , F , vase alarühma ja kaheksanda rühma elemendid).

Põhi- ja sekundaarse alarühma elementidele on ühised kõrgemate oksiidide (ja nende hüdraatide) valemid. Kõrgematele oksiididele ja nende elementhüdraatidele I-III rühmad (v.a boor) domineerivad põhiomadused, kusjuures IV kuni VIII - happeline.