Periodisk lov D.I. Mendeleev og det periodiske system kemiske elementer Det har stor betydning i udviklingen af kemi. Lad os springe tilbage til 1871, hvor kemiprofessor D.I. Mendeleev kom gennem adskillige forsøg og fejl til den konklusion, at “... grundstoffernes egenskaber, og derfor egenskaberne ved det simple og komplekse kroppe, stå periodisk afhængig af deres atomvægt». Periodiciteten af ændringer i elementernes egenskaber opstår på grund af den periodiske gentagelse af den elektroniske konfiguration af det ydre elektronlag med en stigning i ladningen af kernen.
Moderne formulering af den periodiske lov er det:
"egenskaberne af kemiske grundstoffer (dvs. egenskaberne og formen af de forbindelser, de danner) er periodisk afhængige af ladningen af kernen af de kemiske grundstoffers atomer."
Mens han underviste i kemi, forstod Mendeleev den udenadslære enkelte ejendomme hvert element forårsager vanskeligheder for eleverne. Han begyndte at lede efter måder at skabe på systemmetode for at gøre det nemmere at huske elementegenskaber. Resultatet var naturligt bord , senere blev det kendt som periodisk.
Vores moderne bord meget lig Mendeleevs. Lad os se nærmere på det.
Mendeleev bord
Mendeleevs periodiske system består af 8 grupper og 7 perioder.
De lodrette kolonner i en tabel kaldes grupper . Grundstofferne inden for hver gruppe har lignende kemiske og fysiske egenskaber. Dette forklares af det faktum, at elementer i samme gruppe har lignende elektroniske konfigurationer af det ydre lag, hvor antallet af elektroner er lig med gruppenummeret. I dette tilfælde er gruppen opdelt i hoved- og sekundære undergrupper.
I Hovedundergrupper omfatter elementer, hvis valenselektroner er placeret på de ydre ns- og np-underniveauer. I Side undergrupper omfatter elementer, hvis valenselektroner er placeret på det ydre ns-underniveau og det indre (n - 1) d-underniveau (eller (n - 2) f-underniveau).
Alle elementer i periodiske system , afhængigt af hvilket underniveau (s-, p-, d- eller f-) valenselektroner er klassificeret i: s-elementer (elementer i hovedundergrupperne i gruppe I og II), p-elementer (elementer i hovedundergrupperne III - VII-grupper), d-elementer (elementer af sideundergrupper), f-elementer (lanthanider, actinider).
Den højeste valens af et grundstof (med undtagelse af O, F, elementer fra kobberundergruppen og gruppe otte) er lig med antallet af den gruppe, hvori det findes.
For elementer i hoved- og sekundære undergrupper er formlerne for højere oxider (og deres hydrater) de samme. I hovedundergrupperne er sammensætningen af brintforbindelser den samme for grundstofferne i denne gruppe. Faste hydrider danner elementer i hovedundergrupperne af gruppe I - III, og grupper IV - VII danner gasformige brintforbindelser. Hydrogenforbindelser af type EN 4 er mere neutrale forbindelser, EN 3 er baser, H 2 E og NE er syrer.
De vandrette rækker i en tabel kaldes perioder. Elementerne i perioderne adskiller sig fra hinanden, men fælles for dem er, at sidste elektroner er på samme energiniveau ( hovedkvantetaln- det samme ).
Den første periode adskiller sig fra de andre ved, at der kun er 2 grundstoffer: brint H og helium He.
I den anden periode er der 8 elementer (Li - Ne). Lithium Li, et alkalimetal, begynder perioden, og ædelgassen neon Ne lukker den.
I den tredje periode, ligesom i den anden, er der 8 grundstoffer (Na - Ar). Perioden begynder med alkalimetallet natrium Na, og ædelgassen argon Ar lukker det.
Den fjerde periode indeholder 18 elementer (K - Kr) - Mendeleev betegnede den som den første lang periode. Den begynder også med alkalimetallet Kalium og slutter med den inerte gas krypton Kr. Sammensætningen af store perioder inkluderer overgangselementer (Sc - Zn) - d- elementer.
I den femte periode, i lighed med den fjerde, er der 18 elementer (Rb - Xe), og dens struktur ligner den fjerde. Det begynder også med alkalimetallet rubidium Rb og slutter med den inerte gas xenon Xe. Sammensætningen af store perioder inkluderer overgangselementer (Y - Cd) - d- elementer.
Den sjette periode består af 32 elementer (Cs - Rn). Undtagen 10 d-elementer (La, Hf - Hg) den indeholder en række på 14 f-elementer (lanthanider) - Ce - Lu
Den syvende periode er ikke slut. Det begynder med Franc Fr, det kan antages, at det vil indeholde, ligesom den sjette periode, 32 elementer, der allerede er fundet (op til elementet med Z = 118).
Interaktivt periodisk system
Hvis man ser på periodiske system og tegne en imaginær linje, der starter ved bor og slutter mellem polonium og astatin, så vil alle metaller være til venstre for linjen, og ikke-metaller til højre. Elementer umiddelbart ved siden af denne linje vil have egenskaberne af både metaller og ikke-metaller. De kaldes metalloider eller halvmetaller. Disse er bor, silicium, germanium, arsen, antimon, tellur og polonium.
Periodisk lov
Mendeleev gav følgende formulering af den periodiske lov: "egenskaber simple kroppe, såvel som formerne og egenskaberne af forbindelser af grundstoffer, og derfor egenskaberne af de simple og komplekse legemer, de danner, er periodisk afhængige af deres atomvægt."
Der er fire primære periodiske mønstre:
Oktet regel anfører, at alle grundstoffer har en tendens til at vinde eller tabe en elektron for at få 8-elektronkonfigurationen af den nærmeste ædelgas. Fordi ydre s- og p-orbitaler ædelgasser helt fyldt, er de de mest stabile elementer.
Ioniseringsenergi er den mængde energi, der kræves for at fjerne en elektron fra et atom. Ifølge oktetreglen, når man bevæger sig hen over det periodiske system fra venstre mod højre, kræves der mere energi for at fjerne en elektron. Derfor har grundstofferne på venstre side af bordet en tendens til at miste en elektron, og dem på højre side- købe det. For det meste høj energi ionisering af inerte gasser. Ioniseringsenergien falder, efterhånden som du bevæger dig ned i gruppen, pga elektroner har lav energiniveauer har evnen til at afvise elektroner fra højere energiniveauer. Dette fænomen kaldes afskærmende effekt. På grund af denne effekt er de ydre elektroner mindre tæt bundet til kernen. Bevæger sig i perioden, øges ioniseringsenergien jævnt fra venstre mod højre.
Elektron affinitet– ændringen i energi, når et atom i et stof i gasform får en ekstra elektron. Når man bevæger sig ned i gruppen, bliver elektronaffiniteten mindre negativ på grund af screeningseffekten.
Elektronegativitet- et mål for, hvor stærkt det har tendens til at tiltrække elektroner fra et andet atom, der er forbundet med det. Elektronegativiteten øges ved indflytning periodiske system fra venstre mod højre og fra bund til top. Det skal huskes, at ædelgasser ikke har elektronegativitet. Det mest elektronegative grundstof er således fluor.
Baseret på disse begreber, lad os overveje, hvordan egenskaberne af atomer og deres forbindelser ændrer sig periodiske system.
Så i en periodisk afhængighed er der sådanne egenskaber ved atomet, der er forbundet med dets elektronisk konfiguration: atomradius, ioniseringsenergi, elektronegativitet.
Lad os overveje ændringen i egenskaberne af atomer og deres forbindelser afhængigt af deres position i periodiske system af kemiske grundstoffer.
Atomets ikke-metallicitet øges når man bevæger sig i det periodiske system venstre mod højre og bund til top. På grund af dette oxidernes grundlæggende egenskaber falder, og sure egenskaber stiger i samme rækkefølge - når man bevæger sig fra venstre mod højre og fra bund til top. I dette tilfælde er de sure egenskaber af oxider stærkere, de mere grad oxidation af dets bestanddele
Efter periode fra venstre mod højre grundlæggende egenskaber hydroxider svækkes; i hovedundergrupperne, fra top til bund, øges fundamenternes styrke. Desuden, hvis et metal kan danne flere hydroxider, så med en stigning i metallets oxidationstilstand, grundlæggende egenskaber hydroxider svækkes.
Efter periode fra venstre mod højre styrken af iltholdige syrer øges. Når man bevæger sig fra top til bund inden for én gruppe, falder styrken af oxygenholdige syrer. I dette tilfælde øges syrens styrke med stigende oxidationstilstand af det syredannende element.
Efter periode fra venstre mod højre styrken stiger iltfrie syrer. Når man bevæger sig fra top til bund inden for én gruppe, øges styrken af iltfrie syrer.
Kategorier ,I denne lektion vil du lære om Mendeleevs periodiske lov, som beskriver ændringen i simple legemers egenskaber, såvel som formerne og egenskaberne af sammensætninger af grundstoffer afhængigt af størrelsen af deres atommasse. Overvej, hvordan et kemisk grundstof kan beskrives ved dets placering i det periodiske system.
Emne: Periodisk lov ogPeriodisk system af kemiske grundstoffer af D. I. Mendeleev
Lektion: Beskrivelse af et grundstof efter position i D. I. Mendeleevs periodiske system af grundstoffer
I 1869 formulerede D.I. Mendeleev, baseret på data akkumuleret om kemiske grundstoffer, sin periodiske lov. Så lød det sådan her: "Egenskaberne af simple legemer, såvel som formerne og egenskaberne af forbindelser af grundstoffer, er periodisk afhængige af størrelsen af grundstoffernes atommasse." I meget lang tid var den fysiske betydning af D.I. Mendeleevs lov uklar. Alt faldt på plads efter opdagelsen af atomets struktur i det 20. århundrede.
Moderne formulering periodisk lov: "Egenskaberne af simple stoffer, såvel som formerne og egenskaberne af forbindelser af elementer, er periodisk afhængige af størrelsen af ladningen af atomkernen."
Ladning af kernen i et atom lig med tallet protoner i kernen. Antallet af protoner er afbalanceret med antallet af elektroner i et atom. Således er atomet elektrisk neutralt.
Ladning af kernen i et atom i det periodiske system er det elementets serienummer.
Periodenummer viser sig antal energiniveauer, hvorpå elektroner roterer.
Gruppenummer viser sig antal valenselektroner. For elementer i hovedundergrupperne er antallet af valenselektroner lig med antallet af elektroner i det ydre energiniveau. Det er valenselektronerne, der er ansvarlige for dannelsen kemiske bindinger element.
Kemiske grundstoffer i gruppe 8 - inerte gasser - har 8 elektroner i deres ydre elektronskal. En sådan elektronskal er energetisk gunstig. Alle atomer stræber efter at fylde deres ydre elektronskal med op til 8 elektroner.
Hvilke egenskaber ved et atom ændrer sig periodisk i det periodiske system?
Strukturen af det eksterne elektroniske niveau gentages.
Radius af et atom ændres periodisk. I gruppe radius stiger med stigende periodetal, efterhånden som antallet af energiniveauer stiger. I perioden fra venstre mod højre atomkernen vil vokse, men tiltrækningen til kernen vil være større og derfor atomets radius falder.
Hvert atom stræber efter at fuldføre det sidste energiniveau Grundstoffer i gruppe 1 har 1 elektron i det sidste lag. Derfor er det nemmere for dem at give det væk. Og det er lettere for elementer i gruppe 7 at tiltrække 1 elektron, der mangler, til oktetten. I en gruppe vil evnen til at afgive elektroner stige fra top til bund, efterhånden som atomets radius øges, og tiltrækningen til kernen aftager. I en periode fra venstre mod højre falder evnen til at afgive elektroner, fordi atomets radius falder.
Jo lettere et grundstof afgiver elektroner fra dets ydre niveau, jo større er dets metalliske egenskaber, og dets oxider og hydroxider har større grundlæggende egenskaber. Det betyder, at metalliske egenskaber i grupper øges fra top til bund, og i perioder fra højre mod venstre. Med ikke-metalliske egenskaber er det modsatte tilfældet.
Ris. 1. Magnesiums placering i tabellen
I gruppen støder magnesium op til beryllium og calcium. Fig.1. Magnesium rangerer lavere end beryllium, men højere end calcium i gruppen. Magnesium har flere metalliske egenskaber end beryllium, men mindre end calcium. De grundlæggende egenskaber af dets oxider og hydroxider ændres også. I perioden er natrium til venstre, og aluminium er til højre for magnesium. Natrium vil udvise flere metalliske egenskaber end magnesium, og magnesium vil udvise flere metalliske egenskaber end aluminium. Således kan du sammenligne ethvert element med dets naboer i gruppen og perioden.
Sure og ikke-metalliske egenskaber ændrer sig i modsætning til de grundlæggende og metalliske egenskaber.
Karakteristika for chlor ved dets placering i det periodiske system af D.I. Mendeleev.
Ris. 4. Klorposition i bordet
. Atomnummeret 17 viser antallet af protoner17 og elektroner17 i et atom. Fig.4. Atommasse 35 hjælper med at beregne antallet af neutroner (35-17 = 18). Klor er i den tredje periode, hvilket betyder, at antallet af energiniveauer i et atom er 3. Det er i 7-A-gruppen og hører til p-elementerne. Dette er et ikke-metal. Vi sammenligner klor med dets naboer i gruppen og perioden. Chlors ikke-metalliske egenskaber er større end svovls, men mindre end argons. Klor har mindre metalliske egenskaber end fluor og mere end brom. Lad os fordele elektroner mellem energiniveauer og skrive elektronisk formel. Den samlede fordeling af elektroner vil se sådan ud. Se fig. 5
|
|
Ris. 5. Fordeling af elektroner i kloratomet over energiniveauer
Bestem den højeste og laveste oxidationstilstand for klor. Højeste grad oxidation er +7, da den kan afgive 7 elektroner fra det sidste elektronlag. Den laveste oxidationstilstand er -1, fordi klor har brug for 1 elektron for at fuldføre. Formel højere oxid Cl2O7 ( surt oxid Hydrogenforbindelse HCI.
I processen med at donere eller få elektroner, erhverver et atom konventionel ladning. Denne betingede afgift kaldes .
- Enkel stoffer har en oxidationstilstand lig med nul.
Genstande kan udstilles maksimum oxidationstilstand og minimum. Maksimum Et grundstof udviser sin oxidationstilstand, når giver væk alle dens valenselektroner fra det ydre elektronniveau. Hvis antallet af valenselektroner er lig med gruppetallet, så maksimal grad oxidation er lig med gruppetallet.
Ris. 2. Placering af arsen i tabellen
Minimum Et grundstof vil udvise en oxidationstilstand, når det vil acceptere alle mulige elektroner for at fuldende elektronlaget.
Lad os betragte værdierne af oxidationstilstande ved at bruge element nr. 33 som eksempel.
Dette er arsen As. Det er i den femte hovedundergruppe. Fig. 2. På den sidste elektronisk niveau den har fem elektroner. Det betyder, at når han giver dem væk, vil han have en oxidationstilstand på +5. As-atomet mangler 3 elektroner, før det færdiggør elektronlaget. Ved at tiltrække dem vil det have en oxidationstilstand på -3.
Placeringen af grundstofferne af metaller og ikke-metaller i det periodiske system D.I. Mendeleev.
Ris. 3. Placering af metaller og ikke-metaller i tabellen
I side undergrupper er alle metaller . Hvis du opfører dig mentalt diagonalt fra bor til astatin , At højere af denne diagonal i hovedundergrupperne vil der være alle ikke-metaller , A under denne diagonal er alt metaller . Fig.3.
1. nr. 1-4 (s. 125) Rudzitis G.E. Uorganisk og organisk kemi. 8. klasse: lærebog til uddannelsesinstitutioner: et grundlæggende niveau af/ G. E. Rudzitis, F.G. Feldman. M.: Oplysning. 2011, 176 s.: ill.
2. Hvilke egenskaber ved et atom ændrer sig med periodicitet?
3. Karakteriser det kemiske grundstof oxygen i henhold til dets position i det periodiske system af D.I. Mendeleev.
Det nittende århundrede i menneskehedens historie er et århundrede, hvor mange videnskaber blev reformeret, herunder kemi. Det var på dette tidspunkt, at Mendeleevs periodiske system dukkede op, og med det den periodiske lov. Det var ham, der blev grundlaget moderne kemi. Det periodiske system af D. I. Mendeleev er en systematisering af grundstoffer, der fastslår afhængigheden af kemiske og fysiske egenskaber på strukturen og ladningen af stoffets atom.
Historie
Begyndelsen af den periodiske periode blev lagt af bogen "The Correlation of Properties with the Atomic Weight of Elements", skrevet i tredje fjerdedel af det 17. århundrede. Det viste de grundlæggende begreber af de kendte kemiske grundstoffer (på det tidspunkt var der kun 63 af dem). Desuden blev atommasserne for mange af dem bestemt forkert. Dette forstyrrede i høj grad opdagelsen af D.I. Mendeleev.
Dmitry Ivanovich begyndte sit arbejde med at sammenligne elementernes egenskaber. Først og fremmest arbejdede han med klor og kalium, og først derefter gik han over til at arbejde med alkalimetaller. Bevæbnet med specielle kort, hvorpå kemiske elementer var afbildet, forsøgte han gentagne gange at samle denne "mosaik": han lagde den ud på sit bord i søgen efter de nødvendige kombinationer og kampe.
Efter mange anstrengelser fandt Dmitry Ivanovich endelig det mønster, han ledte efter, og arrangerede elementerne i periodiske serier. Efter at have modtaget tomme celler mellem grundstofferne indså videnskabsmanden, at ikke alle kemiske grundstoffer var kendt af russiske forskere, og at det var ham, der skulle give denne verden den viden inden for kemi, som endnu ikke var givet af hans forgængere.
Alle kender myten om, at det periodiske system dukkede op for Mendeleev i en drøm, og han samlede elementerne fra hukommelsen. samlet system. Dette er groft sagt løgn. Faktum er, at Dmitry Ivanovich arbejdede ret længe og koncentrerede sig om sit arbejde, og det udmattede ham meget. Mens han arbejdede på systemet af elementer, faldt Mendeleev en gang i søvn. Da han vågnede, indså han, at han ikke var færdig med bordet og fortsatte med at udfylde de tomme celler. Hans bekendt, en vis Inostrantsev, en universitetslærer, besluttede, at det periodiske system var blevet drømt om af Mendeleev og spredte dette rygte blandt sine studerende. Sådan opstod denne hypotese.
berømmelse
Mendeleevs kemiske grundstoffer er en afspejling af den periodiske lov skabt af Dmitrij Ivanovich tilbage i tredje fjerdedel af det 19. århundrede (1869). Det var i 1869, at Mendeleevs meddelelse om oprettelsen af en bestemt struktur blev læst op på et møde i det russiske kemiske samfund. Og samme år udkom bogen "Fundamentals of Chemistry", hvor Mendeleevs periodiske system af kemiske elementer blev offentliggjort for første gang. Og i bogen" Naturligt system elementer og deres brug til at angive kvaliteterne af uopdagede grundstoffer" D.I. Mendeleev nævnte først begrebet "periodisk lov".
Struktur og regler for placering af elementer
De første skridt i at skabe den periodiske lov blev taget af Dmitry Ivanovich tilbage i 1869-1871, på det tidspunkt arbejdede han hårdt for at fastslå afhængigheden af disse grundstoffers egenskaber på massen af deres atom. Moderne version repræsenterer elementer opsummeret i en todimensionel tabel.
Et grundstofs position i tabellen har en vis kemisk og fysisk betydning. Ved placeringen af et element i tabellen kan du finde ud af, hvad dets valens er og bestemme andet kemiske egenskaber. Dmitry Ivanovich forsøgte at etablere en forbindelse mellem elementer, både ens i egenskaber og forskellige.
Han baserede klassificeringen af kemiske grundstoffer kendt på det tidspunkt på valens og atommasse. Ved at sammenligne grundstoffernes relative egenskaber forsøgte Mendeleev at finde et mønster, der ville forene alle kendte kemiske grundstoffer i ét system. Ved at arrangere dem ud fra stigende atommasser opnåede han stadig periodicitet i hver af rækkerne.
Videreudvikling af systemet
Det periodiske system, som udkom i 1969, er blevet forfinet mere end én gang. Med fremkomsten af ædelgasser i 1930'erne var det muligt at afsløre en ny afhængighed af grundstoffer - ikke af masse, men af atomnummer. Senere var det muligt at fastslå antallet af protoner i atomkerner, og det viste sig, at det falder sammen med grundtallets ordenstal. Forskere fra det 20. århundrede studerede elektronisk energi, og det viste sig, at det også påvirker periodiciteten. Dette ændrede i høj grad ideer om elementernes egenskaber. Dette punkt blev afspejlet i senere udgaver periodiske system Mendeleev. Hver ny opdagelse af elementernes egenskaber og karakteristika passer organisk ind i bordet.
Karakteristika for Mendeleevs periodiske system
Det periodiske system er opdelt i perioder (7 rækker arrangeret vandret), som igen er opdelt i store og små. Perioden begynder med et alkalimetal og slutter med et grundstof med ikke-metalliske egenskaber.
Dmitry Ivanovichs bord er lodret opdelt i grupper (8 kolonner). Hver af dem i det periodiske system består af to undergrupper, nemlig de vigtigste og sekundære. Efter megen debat, efter forslag fra D.I. Mendeleev og hans kollega U. Ramsay, blev det besluttet at indføre den såkaldte nulgruppe. Det omfatter inerte gasser (neon, helium, argon, radon, xenon, krypton). I 1911 blev videnskabsmænd F. Soddy bedt om at placere udskillelige elementer, de såkaldte isotoper, i det periodiske system - separate celler blev tildelt til dem.
På trods af korrektheden og nøjagtigheden af det periodiske system, videnskabeligt samfund Jeg ville ikke indrømme det i lang tid denne opdagelse. Mange store videnskabsmænd latterliggjorde D.I. Mendeleevs arbejde og mente, at det var umuligt at forudsige egenskaberne af et element, der endnu ikke var blevet opdaget. Men efter at de formodede kemiske grundstoffer blev opdaget (og disse var for eksempel scandium, gallium og germanium), blev Mendeleev-systemet og hans periodiske lov videnskaben om kemi.
Bord i moderne tid
Mendeleevs periodiske system af grundstoffer er grundlaget for de fleste kemiske og fysiske opdagelser relateret til atom-molekylær videnskab. Moderne koncept element blev dannet netop takket være den store videnskabsmand. Fremkomsten af Mendeleevs periodiske system introducerede grundlæggende ændringer i ideer om forskellige forbindelser og simple stoffer. Oprettelsen af det periodiske system af videnskabsmænd havde en enorm indflydelse på udviklingen af kemi og alle videnskaber relateret til det.
Mange videnskabsmænd har gjort forsøg på at systematisere kemiske grundstoffer. Men først i 1869 lykkedes det D.I. Mendeleev at skabe en klassificering af elementer, der etablerede forbindelsen og afhængigheden kemiske stoffer og ladning af atomkernen.
Historie
Den moderne formulering af den periodiske lov er som følger: egenskaberne af kemiske elementer, såvel som formerne og egenskaberne af forbindelser af elementer, er periodisk afhængige af ladningen af kernen af grundstoffets atomer.
Da loven blev opdaget, var 63 kemiske grundstoffer kendt. Imidlertid blev atommasserne af mange af disse grundstoffer bestemt fejlagtigt.
D.I. Mendeleev selv formulerede i 1869 sin lov som en periodisk afhængighed af mængden atomare skalaer grundstoffer, da videnskaben i det 19. århundrede endnu ikke havde information om atomets struktur. Men videnskabsmandens geniale fremsyn tillod ham at forstå dybere end alle hans samtidige de mønstre, der bestemmer periodiciteten af grundstoffernes og stoffernes egenskaber. Han tog ikke kun højde for stigningen atommasse, men også allerede kendte egenskaber stoffer og grundstoffer og, med udgangspunkt i ideen om periodicitet, var i stand til nøjagtigt at forudsige eksistensen og egenskaberne af grundstoffer og stoffer, der var ukendte for videnskaben på det tidspunkt, korrigere atommasserne af en række grundstoffer, korrekt arrangere grundstofferne i systemet, forlader tomme pladser og lave ændringer.
Ris. 1. D. I. Mendeleev.
Der er en myte om, at Mendeleev drømte om det periodiske system. Dette er dog kun smuk historie, hvilket ikke er et bevist faktum.
Det periodiske systems opbygning
Det periodiske system af kemiske grundstoffer af D.I. Mendeleev er en grafisk afspejling af hans egen lov. Grundstoffer er arrangeret i en tabel efter deres specifikke kemikalie og fysisk betydning. Ved placeringen af et grundstof kan du bestemme dets valens, antallet af elektroner og mange andre funktioner. Tabellen er opdelt vandret i store og små perioder, og vertikalt i grupper.
Ris. 2. Periodisk system.
Der er 7 perioder, der begynder med et alkalimetal og slutter med stoffer, der har ikke-metalliske egenskaber. Grupperne, der til gengæld består af 8 kolonner, er opdelt i hoved- og sekundære undergrupper.
Videreudvikling af videnskaben har vist, at den periodiske gentagelse af grundstoffers egenskaber med bestemte intervaller, især tydeligt manifesteret i 2. og 3. små perioder, forklares af gentagelsen elektronisk struktur ydre energiniveauer, hvor valenselektroner er placeret, hvorved der dannes kemiske bindinger og nye stoffer i reaktioner. Derfor er der i hver lodret kolonnegruppe elementer med gentagelse karakteristiske træk. Dette er tydeligt manifesteret i grupper, der indeholder familier af meget aktive alkalimetaller (gruppe I, hovedundergruppe) og ikke-metal halogener ( VII gruppe, hovedundergruppe). Fra venstre mod højre over hele perioden stiger antallet af elektroner fra 1 til 8, mens grundstoffernes metalliske egenskaber falder. Således manifesteres metalliske egenskaber stærkere, jo færre elektroner der er på ydre niveau.
Ris. 3. Små og store perioder i det periodiske system.
Atomegenskaber såsom ioniseringsenergi, elektronaffinitetsenergi og elektronegativitet gentager sig også periodisk. Disse mængder er forbundet med et atoms evne til at afgive en elektron fra et eksternt niveau (ionisering) eller til at fastholde en andens elektron på dets eksterne niveau (elektronaffinitet). Samlet modtaget vurdering: 117.
Den grafiske gengivelse af den periodiske lov er Periodiske system kemiske elementer. Mere end 700 former for det periodiske system er kendt. Embedsmand ved beslutning International Union kemikere er dens halvlange version.
Hvert kemisk grundstof i tabellen er tildelt en celle, hvori elementets symbol og navn, serienummer og relativ atommasse er angivet.
Den stiplede linje angiver grænsen mellem metaller og ikke-metaller.
Rækkefølgen af arrangement af elementer falder ikke altid sammen med stigningen i atommasse. Der er nogle få undtagelser fra reglen. Således er den relative atommasse af argon mindre end atommassen af kalium, og den af tellur er mindre end den for jod.
Hvert element har sit eget ordinal (atomar) nummer , ligger i en bestemt periode og en bestemt gruppe.
En periode er en vandret række af kemiske grundstoffer, der begynder alkalimetal(eller brint) og slutter med en inert (ædel) gas.
I bordet syv perioder. Hver indeholder et vist antal elementer:
\(1\). punktum - \(2\) element,
\(2\). periode - \(8\) elementer,
\(3\)-te punktum - \(8\) elementer,
\(4\)-te punktum - \(18\) elementer,
\(5\). periode - \(18\) elementer,
\(6\). periode - \(32\) element (\(18 + 14\)),
\(7\)-th periode - \(32\) element (\(18 + 14\)).
De første tre perioder kaldes lille perioder, resten - stor . I både små og store perioder er der en gradvis svækkelse af metal ejendomme og forstærkning af ikke-metallisk , kun over lange perioder forekommer det mere jævnt.
Elementer med serienumre \(58\)–\(71\) (lanthanider ) og \(90\)–\(103\) ( actinider ) fjernes fra bordet og placeres under det. Disse er elementer i gruppe IIIB. Lanthanider hører til sjette periode, og actinider - til syvende .
Den ottende periode vises i det periodiske system, når nye grundstoffer opdages.
En gruppe er en lodret søjle af kemiske grundstoffer, der har lignende egenskaber.
Der er \(18\) grupper i det periodiske system, nummereret med arabiske tal. Ofte bruger de romertal med tilføjelse af bogstaverne \(A\) eller \(B\). I dette tilfælde er grupperne \(8\).
Grupper \(A\) begynde med elementer af små perioder, omfatter også elementer af store perioder; indeholder både metaller og ikke-metaller. I kort version periodiske system Det her hovedundergrupper .
Grupper \(B\) indeholder elementer af lange perioder, og disse er kun metaller. I den korte version af det periodiske system er det sekundære undergrupper .
Antal elementer i grupper:
IA, VIIIA - \(7\) elementer hver;
IIA - VIIA - \(6\) elementer;
IIIB - \(32\) element (\(4 + 14\) lanthanider \(+ 14\) actinider);
VIIIB - \(12\) elementer;
IB, IIB, IVB - VIIB - \(4\) elementer hver.
Den kvantitative sammensætning af grupperne vil ændre sig i takt med, at der tilføjes nye elementer til tabellen.
Det romerske gruppenummer vises normalt højere valens i oxider. Men for nogle elementer gælder denne regel ikke. Så, fluor kan ikke være heptavalent, men ilt - hexavalent. Udvis ikke en valens svarende til gruppenummeret, helium , neon Og argon - disse grundstoffer danner ikke forbindelser med ilt. Kobber er divalent, og guld - trivalent, selvom disse er elementer i den første gruppe.