Kuidas oksüdeerivad omadused perioodilisustabelis paranevad. Kuidas muutuvad keemiliste elementide omadused Mendelejevi perioodilise süsteemi alarühmades

(Z) on perioodiline. Sama perioodi jooksul suurenemisega Z on kalduvus aatomite suuruse vähenemisele. Näiteks teisel perioodil on aatomiraadiustel järgmised väärtused:

r , nm	0,155	0,113	0,091	0,077	0,071	0,066	0,064

Seda seletatakse väliskihi elektronide tuuma külgetõmbe suurenemisega tuuma laengu suurenedes. Alarühmades ülalt alla aatomiraadiused suurenevad, sest elektronikihtide arv suureneb:

	r , nm		r , nm
	0,155		0,071
	0,189		0,130
	0,236		0,148
	0,248		0,161
	0,268		0,182

Elektronide kadu aatomi poolt viib selle efektiivse suuruse vähenemiseni ja liigsete elektronide lisamine toob kaasa suurenemise. Seetõttu on positiivse iooni (katiooni) raadius alati väiksem ja negatiivse iooni (aniooni) raadius on alati suurem kui vastava iooni raadius. elektriliselt neutraalne aatom. Näiteks:

	r , nm		r , nm
	0,236	Cl 0	0,099
	0,133	Cl -	0,181

Mida rohkem erineb iooni raadius aatomi raadiusest, seda suurem on iooni laeng:

	kr 0	Cr2+	Cr3+
r , nm	0,127	0,083	0,064

Ühe alarühma piires kasvavad sama laenguga ioonide raadiused tuumalaengu suurenedes:

	r , nm		r , nm
Li +	0,068		0,133
Na+	0,098	Cl -	0,181
	0,133	Br -	0,196
Rb+	0,149		0,220

See seaduspärasus on seletatav elektronikihtide arvu suurenemisega ja välimiste elektronide kauguse suurenemisega tuumast.

b) Ionisatsioonienergia ja elektronide afiinsus. Keemilistes reaktsioonides aatomite tuumad ei muutu, samal ajal ehitatakse ümber elektronkiht ja aatomid on võimelised muutuma positiivselt ja negatiivselt laetud ioonideks. Seda võimet saab kvantifitseerida aatomi ionisatsioonienergia ja selle elektronide afiinsusega.

Ionisatsioonienergia (ionisatsioonipotentsiaal) I on energia hulk, mis on vajalik elektroni eraldamiseks ergastamata aatomist katiooni moodustamiseks:

X- e→ X+

Energia ionisatsiooni mõõdetakse kJ/mol või in elektronvoldid 1 eV = 1,602. 10-19 J ehk 96,485 kJ/mol.(eV). Teise elektroni eraldumine on raskem kui esimene, sest teine ​​elektron on eraldunud mitte neutraalsest aatomist, vaid positiivsest ioonist:

X+- e→ X 2+

Seega teine ​​ionisatsioonipotentsiaal I 2 rohkem kui esimene ( I 2 >Iüks). Ilmselgelt nõuab iga järgmise elektroni eemaldamine rohkem energiat kui eelmise elektroni eemaldamine. Elementide omaduste iseloomustamiseks võetakse tavaliselt arvesse esimese elektroni eraldumise energiat.

Rühmades väheneb ionisatsioonipotentsiaal elemendi aatomarvu suurenemisega:

I, eV	6,39	5,14	4,34	4,18	3,89

See on tingitud valentselektronide suuremast kaugusest tuumast ja sellest tulenevalt nende kergemast eraldumisest elektronikihtide arvu suurenedes. Ionisatsioonipotentsiaali väärtus võib olla elemendi "metallilisuse" mõõt: mida madalam on ionisatsioonipotentsiaal, seda lihtsam on elektroni aatomist eemaldada, seda rohkem väljenduvad metallilised omadused.

Perioodidel vasakult paremale tuuma laeng suureneb ja aatomi raadius väheneb. Seetõttu suureneb ionisatsioonipotentsiaal järk-järgult ja metalli omadused nõrgenevad:

I, eV	5,39	9,32	8,30	11,26	14,53	13,61	17,42	21,56

Tõusutrendi murdmine I täheldatud aatomite puhul, mille väline energia alamtase on täielikult täidetud, või aatomite puhul, mille väline energia alamtase on täpselt pooleldi täidetud:

See näitab täielikult või täpselt pooleldi hõivatud alamtasanditega elektrooniliste konfiguratsioonide suurenenud energiastabiilsust.

Elektroni tuuma külgetõmbeaste ja sellest tulenevalt ka ionisatsioonipotentsiaal sõltub paljudest teguritest ja eelkõige tuumalaeng Tuuma laeng võrdub elemendi järjekorranumbriga perioodilisustabelis., elektroni ja tuuma vahelise kauguse kohta, teiste elektronide sõelumisefekti kohta. Niisiis, kõigi aatomite puhul, välja arvatud esimese perioodi elemendid, sõeluvad tuuma mõju väliskihi elektronidele sisemiste kihtide elektronidega.

Aatomi tuuma väli, mis hoiab elektrone, tõmbab ligi ka vaba elektroni, kui see on aatomi lähedal. Tõsi, see elektron kogeb aatomi elektronide tõrjumist. Paljude aatomite puhul ületab täiendava elektroni tuuma külgetõmbeenergia selle elektronkihtidelt tõrjumise energia. Need aatomid võivad lisada elektroni, moodustades stabiilse ühe laetud aniooni. Elektroni eraldumise energia negatiivsest ühekordselt laetud ioonist protsessis X - - e → X 0 nimetatakse aatomi afiinsuseks elektroni suhtes ( A), mõõdetuna kJ/mol või eV. Kui aatomiga on seotud kaks või enam elektroni, siis tõukejõud võidab külgetõmbejõudu – aatomi afiinsus kahe või enama elektroni suhtes on alati negatiivne. Seetõttu ei saa monoatomilised mitmekordse laenguga negatiivsed ioonid (O 2-, S 2-, N 3- jne) vabas olekus eksisteerida.

Elektronide afiinsus pole kõigi aatomite puhul teada. Halogeeniaatomitel on suurim elektronafiinsus.

B) elektronegatiivsus. See väärtus iseloomustab molekulis oleva aatomi võimet siduvaid elektrone enda poole meelitada. Elektronegatiivsus ei tohiks segi ajada elektronide afiinsusega: esimene mõiste viitab aatomile molekulis ja teine ​​isoleeritud aatomile. Absoluutne elektronegatiivsus(kJ/mol või eV 1 elektronvolt = 1,602. 10-19 J ehk 96,485 kJ/mol.) on võrdne ionisatsioonienergia ja elektronide afiinsuse summaga :AEO= I+A. Praktikas kasutatakse sageli suhtelist väärtust elektronegatiivsus, mis võrdub selle elemendi volitatud ettevõtja ja liitiumi volitatud ettevõtja suhtega (535 kJ/mol):

A.I. Hlebnikov, I.N. Arzhanova, O.A. Napilkova

Elementide ja ioonide aatomiraadiused arvutatakse tuumadevaheliste kauguste alusel, mis ei sõltu ainult aatomite olemusest, vaid ka nendevahelise keemilise sideme olemusest ja aine agregatsiooni olekust.

Aatomite ja võrdselt laetud ioonide raadiused kasvavate laengutega perioodil vähenevad tuumad peamiselt (mõnede eranditega) Coulombi tõmbejõudude suurenemise tõttu elektronide arvu ja sellest tulenevalt ka elektronide kogulaengu suurenemisest elektronkihtides ja tuumades.

Alarühmades suurenevad tuumalaengud (liikudes ülalt alla) reeglina aatomi- ja ioonraadiused, mis on seotud elektrooniliste tasemete arvu suurenemisega.

Ionisatsioonienergia (I) (ionisatsioonipotentsiaal) perioodil suureneb tuumalaengu suurenedes, põhi- ja kolmandas sekundaarses alarühmas väheneb ülevalt alla uue energiataseme ilmnemise tõttu. Ülejäänud kõrvalalarühmades suureneb ionisatsioonienergia tuumalaengu suurenedes.

Elektronide afiinsus (E) ( energia, mis vabaneb täiendava elektroni kinnitumisel aatomi, iooni või molekuli külge). Maksimaalne halogeeni aatomite juures. Elektronide afiinsus ei sõltu ainult aatomituuma laengust, vaid ka väliste elektrooniliste nivoode täituvuse astmest.

Elektronegatiivsus (EO)- elemendi üldistatud tunnus, mis on määratletud ionisatsioonienergia ja elektronide afiinsuse summana.

Suhteline EK Paulingu järgi Mõiste "EO" suhe on defineeritud kui elemendi EO ja liitiumi aatomi EO suhe. Suhteline elektronegatiivsus perioodil suureneb ja alarühmades väheneb tuumalaengu suurenedes.

Elemendi oksüdeeriv jõud muutub samamoodi nagu elektronegatiivsus ja redutseerimisvõimsus vastupidises järjekorras.

Lihtainete tihedus perioodil läbib tavaliselt maksimumi, mis asub ligikaudu perioodi keskel, suureneb alarühmades tuumalaengu suurenemisega.

Elementide kõrgemate oksiidide ja hüdroksiidide põhiomadused perioodil nad loomulikult nõrgenevad, mis on seotud hüdroksiidioonide tõmbejõu suurenemisega keskaatomile koos selle tuuma laengu suurenemise ja aatomi raadiuse vähenemisega ning reeglina alarühmas , need suurenevad, kuna elementide aatomiraadius suureneb.

Happe omadused need ühendid muutuvad vastupidises suunas.

Mittemetallilised omadused perioodil suurenevad need reeglina vasakult paremale ja alarühmas nõrgenevad ülalt alla, metall - vastupidi. Metallide ja mittemetallide vaheline piir tabelis kulgeb piki diagonaali B-At nii, et kõik mittemetallid on tabeli ülemises paremas osas (erandiks on d-elemendid).

Keemilise sideme moodustumise mehhanismi saab modelleerida mitmel viisil.

Elemendi oksüdatsiooniastme tõus ja selle iooni raadiuse vähenemine (antud juhul selle hapniku efektiivse negatiivse laengu vähenemine) muudavad oksiidi happelisemaks. See seletab oksiidide omaduste regulaarset muutumist aluselisest amfoteerseks ja edasi happeliseks.

1) Ühel perioodil suurenevad seerianumbri suurenemisega oksiidide happelised omadused ja suureneb neile vastavate hapete tugevus.

2) Perioodilise süsteemi peamistes alarühmades, liikudes ühelt elemendilt teisele ülalt alla, täheldatakse oksiidide uute omaduste suurenemist:

3) Elemendi oksüdatsiooniastme suurenemisega oksiidi happelised omadused suurenevad ja aluselised nõrgenevad.

Oksiidide keemilised omadused

Põhilised oksiidid

Peamised oksiidid on:

Kõigi esimese rühma põhialarühma metallide oksiidid (leelismetallid Li - Fr)

Teise rühma peamine alarühm, alustades magneesiumist (Mg - Ra)

Siirdemetallide oksiidid madalamates oksüdatsiooniastmetes, nt MnO, FeO.

Enamik aluselistest oksiididest on ioonse olemusega tahked kristalsed ained, kristallvõre sõlmedes on metalliioone, mis on üsna tugevalt seotud oksiidioonidega O2-, seetõttu on tüüpiliste metallide oksiididel kõrge sulamis- ja keemistemperatuur.

Märgime ühte oksiidide iseloomulikku omadust. Paljude metalliioonide ioonraadiuste lähedus viib selleni, et oksiidide kristallvõres saab osa ühe metalli ioonidest asendada teise metalli ioonidega. See toob kaasa asjaolu, et koostise püsivuse seadus ei kehti sageli oksiidide puhul ja võib esineda muutuva koostisega oksiide.

Enamik aluselisi oksiide ei lagune kuumutamisel, välja arvatud elavhõbeda ja väärismetallide oksiidid:

2HgO \u003d 2Hg + O 2

2Ag2O = 4Ag + O2

Kuumutamisel võivad aluselised oksiidid reageerida happeliste ja amfoteersete oksiididega, hapetega:

BaO + SiO 2 \u003d BaSiO 3,

MgO + Al 2 O 3 \u003d Mg (AlO 2) 2,

ZnO + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2 O.

Leelis- ja leelismuldmetallide oksiidid reageerivad otseselt veega:

Nagu muud tüüpi oksiidid, võivad aluselised oksiidid osaleda redoksreaktsioonides:

Fe 2 O 3 + 2Al \u003d Al 2 O 3 + 2Fe

3CuO + 2NH3 \u003d 3Cu + N2 + 3H2O

4FeO + O 2 \u003d 2Fe 2 + O 3

Kõige aktiivsemate metallide (leelis- ja leelismuldmuld, alustades kaltsiumoksiidist) peamised oksiidid veega interakteerudes (hüdratatsioonireaktsioon) moodustavad neile vastavad hüdroksiidid (alused). Näiteks kui kaltsiumoksiid (kiirlubi) lahustub vees, moodustub kaltsiumhüdroksiid - tugev alus:

CaO + H2O → Ca (OH) 2

Aluselised oksiidid reageerivad hapetega, moodustades vastavad soolad:

CaO + 2HCl → CaCl 2 + H 2 O

Aluseliste oksiidide reaktsioon happeliste oksiididega põhjustab ka soolade moodustumist:

Na 2 O + CO 2 → Na 2 CO 3

Ja amfoteersete oksiididega:

Li 2 O + Al 2 O 3 → 2 LiAlO 2

Happelised oksiidid

Enamik mittemetallilisi oksiide on happeoksiidid (CO2, SO3, P4O10). Kõrgemates oksüdatsiooniastmetes olevatel siirdemetallioksiididel on samuti valdavalt happeliste oksiidide omadused, näiteks: CrO3, Mn2O7, V2O5.

Happelised oksiidid on nende mittemetallide või siirdemetallide oksiidid kõrge oksüdatsiooniastmega ja neid saab saada aluseliste oksiididega sarnaste meetoditega, näiteks:

4P + 5O 2 \u003d 2P 2 + O 5

2ZnS + 3O 2 \u003d 2ZnO + 2SO 2

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 \u003d 2CrO 3 ↓ + K 2 SO 4 + H 2 O

Na 2 SiO 3 + 2HCl = 2NaCl + SiO 2 ↓ + H 2 O

Enamik happelisi oksiide reageerib otse veega, moodustades happeid:

Happeliste oksiidide jaoks on kõige tüüpilisemad reaktsioonid aluseliste ja amfoteersete oksiididega, leelistega:

P 2 O 5 + Al 2 O 3 \u003d 2AlPO 4

Ca (OH) 2 + CO 2 \u003d CaCO 3 ↓ + H 2 O.

Eespool mainiti, et happelised oksiidid võivad osaleda paljudes redoksreaktsioonides, näiteks:

2SO 2 + O 2 2SO 3

SO2 + 2H2S \u003d 3S + 2H2O,

4CrO 3 + C 2 H 5 OH \u003d 2Cr 2 O 3 + 2CO 2 + ZN 2 O

Peaaegu kõik happeoksiidid moodustavad veega interakteerudes (hüdratatsioon) neile vastavad happehüdroksiidid (hapnikku sisaldavad happed). Näiteks kui vääveloksiid (VI) lahustatakse vees, moodustub väävelhape:

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4

Happeoksiide võib saada vastavast happest:

H 2 SiO 3 → SiO 2 + H 2 O

Amfoteersed oksiidid

Amfoteersus (kreeka keelest Amfoteros – mõlemad) – keemiliste ühendite (oksiidid, hüdroksiidid, aminohapped) võime avaldada nii happelisi kui aluselisi omadusi, olenevalt teise reaktsioonis osaleva reagendi omadustest.

Amfoteersed oksiidid reageerivad tugevate hapetega, moodustades nende hapete soolad. Sellised reaktsioonid on amfoteersete oksiidide peamiste omaduste ilming, näiteks:

ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O

Nad reageerivad ka tugevate leelistega, näidates seeläbi nende happelisi omadusi, näiteks:

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O

Amfoteersed oksiidid võivad leelistega reageerida kahel viisil: lahuses ja sulas.

Reageerimisel sulatis leelisega moodustub tavaline keskmine sool (nagu on näidatud ülaltoodud näites).

Lahuses leelisega reageerimisel moodustub komplekssool.

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na (Sellisel juhul moodustub naatriumtetrahüdroksoalluminaat)

Igal amfoteersel metallil on oma koordinatsiooninumber.

Be ja Zn puhul on see 4; jaoks ja Al on 4 või 6; jaoks ja Cr on 6 või (väga harva) 4;

Amfoteersed oksiidid tavaliselt ei lahustu vees ega reageeri sellega.

Amfoteersed oksiidid on kahetise iseloomuga: nad on samaaegselt võimelised reaktsioonideks, milles osalevad nii aluselised kui ka happelised oksiidid, s.t. reageerib nii hapete kui ka leelistega:

Al 2 O 3 + 6HCl \u003d 2AlCl 3 + ZH 2 O,

Al 2 O 3 + 2NaOH + ZH 2 O \u003d 2Na [Al (OH) 4].

Amfoteersed oksiidid hõlmavad alumiiniumoksiid Al2O3, kroom(III)oksiid Cr2O3, berülliumoksiid BeO, tsinkoksiid ZnO, raudoksiid (III) Fe2O3 ja mitmed teised.

Ideaalis on amfoteerne oksiid H2O vesi, mis dissotsieerub, moodustades võrdses koguses vesinikioone (happelised omadused) ja hüdroksiidiioone (põhiomadused). Vee amfoteersed omadused ilmnevad selgelt selles lahustunud soolade hüdrolüüsil:

Cu 2+ + H 2 O Cu (OH) + + H +,

CO 3 2- + H 2 O HCO 3- + OH -.

Dmitri Ivanovitš Mendelejev avastas perioodilisuse seaduse, mille kohaselt muutuvad elementide ja nendest moodustatavate elementide omadused perioodiliselt. See avastus kuvati perioodilises tabelis graafiliselt. Tabelis on väga hästi ja selgelt näha, kuidas elementide omadused perioodi jooksul muutuvad, misjärel need korduvad järgmisel perioodil.

Keemia ühtse riigieksami ülesande nr 2 lahendamiseks peame lihtsalt aru saama ja meeles pidama, millised elementide omadused millistes suundades ja kuidas muutuvad.

Kõik see on näidatud alloleval joonisel.

Vasakult paremale suureneb elektronegatiivsus, mittemetallilised omadused, kõrgemad oksüdatsiooniastmed jne. Ja metalli omadused ja raadiused vähenevad.

Ülevalt alla, vastupidi: aatomite metallilised omadused ja raadiused suurenevad, elektronegatiivsus aga väheneb. Kõrgeim oksüdatsiooniaste, mis vastab elektronide arvule välisel energiatasemel, selles suunas ei muutu.

Vaatame näiteid.

Näide 1 Elementide reas Na→Mg→Al→Si
A) aatomite raadiused vähenevad;
B) prootonite arv aatomituumades väheneb;
C) elektronikihtide arv aatomites suureneb;
D) aatomite kõrgeim oksüdatsiooniaste väheneb;

Kui vaatame perioodilisustabelit, näeme, et kõik selle seeria elemendid on samas perioodis ja on loetletud selles järjekorras, milles nad tabelis vasakult paremale ilmuvad. Sellele küsimusele vastamiseks peate lihtsalt teadma mõningaid perioodilisuse tabeli omaduste muutuste mustreid. Nii et perioodi jooksul vasakult paremale metallilised omadused vähenevad, mittemetallilised suurenevad, elektronegatiivsus suureneb, ionisatsioonienergia suureneb ja aatomite raadius väheneb. Ülalt alla metallilised ja redutseerivad omadused rühmas suurenevad, elektronegatiivsus väheneb, ionisatsioonienergia väheneb ja aatomite raadius suureneb.

Kui olite tähelepanelik, saite juba aru, et sel juhul aatomiraadiused vähenevad. Vastus A.

Näide 2 Oksüdeerivate omaduste suurendamise järjekorras on elemendid paigutatud järgmises järjekorras:
A. F→O→N
B. I→Br→Cl
B. Cl→S→P
D. F→Cl→Br

Nagu teate, suurenevad Mendelejevi perioodilisuse tabelis oksüdeerivad omadused perioodis vasakult paremale ja rühmas alt üles. Valik B näitab lihtsalt ühe rühma elemente järjestuses alt üles. Nii et B sobib.

Näide 3 Kõrgemas oksiidis olevate elementide valents suureneb seerias:
A. Cl→Br→I
B. Cs→K→Li
B. Cl→S→P
D. Al→C→N

Kõrgemates oksiidides on elementide kõrgeim oksüdatsiooniaste, mis langeb kokku valentsiga. Ja kõrgeim oksüdatsiooniaste kasvab tabelis vasakult paremale. Vaatame: esimeses ja teises versioonis antakse meile samades rühmades olevad elemendid, kus kõrgeim oksüdatsiooniaste ja vastavalt ka oksiidide valents ei muutu. Cl → S → P - asuvad paremalt vasakule, see tähendab, vastupidi, nende valents kõrgemas oksiidis langeb. Kuid real Al→C→N paiknevad elemendid vasakult paremale, valents kõrgemas oksiidis suureneb neis. Vastus: G

Näide 4 Elementide reas S→Se→Te
A) vesinikühendite happesus suureneb;
B) suureneb elementide kõrgeim oksüdatsiooniaste;
C) vesinikuühendites suureneb elementide valents;
D) elektronide arv välistasandil väheneb;

Vaadake kohe nende elementide asukohta perioodilisustabelis. Väävel, seleen ja telluur on samas rühmas, ühes alarühmas. Loetletud järjekorras ülalt alla. Vaadake uuesti ülaltoodud diagrammi. Perioodilises tabelis ülevalt alla metallilised omadused suurenevad, raadiused suurenevad, elektronegatiivsus, ionisatsioonienergia ja mittemetallilised omadused vähenevad, elektronide arv välistasandil ei muutu. Variant D on kohe välistatud. Kui väliselektronide arv ei muutu, siis ei muutu ka valentsivõimalused ja kõrgeim oksüdatsiooniaste, B ja C on välistatud.

Jääb variant A. Kontrollime tellimust. Kosseli skeemi kohaselt suureneb hapnikuvabade hapete tugevus koos elemendi oksüdatsiooniastme vähenemisega ja selle iooni raadiuse suurenemisega. Kõigi kolme elemendi oksüdatsiooniaste on vesinikuühendites sama, kuid raadius kasvab ülalt alla, mis tähendab, et kasvab ka hapete tugevus.
Vastus on A.

Näide 5 Põhiomaduste nõrgenemise järjekorras on oksiidid paigutatud järgmises järjekorras:
A. Na 2 O → K 2 O → Rb 2 O
B. Na 2 O → MgO → Al 2 O 3
B. BeO→BaO→CaO
G. SO 3 → P 2 O 5 → SiO 2

Oksiidide peamised omadused nõrgenevad sünkroonselt neid moodustavate elementide metalliliste omaduste nõrgenemisega. Ja Me-omadused nõrgenevad vasakult paremale või alt üles. Na, Mg ja Al on lihtsalt paigutatud vasakult paremale. Vastus B.

Üks olulisemaid loodusseadusi on 1869. aastal Mendelejevi poolt avastatud perioodiline seadus, mille ta sõnastas järgmiselt: "Lihtainete omadused, aga ka ühendite vormid ja omadused on perioodilises sõltuvuses aatomist. elementide kaalud."

Kvantkeemia arenguga sai perioodiline seadus range teoreetilise põhjenduse ja koos sellega ka uue sõnastuse: "Lihtainete omadused, aga ka elementide ühendite vormid ja omadused on perioodilises sõltuvuses suurusjärgust. nende aatomite tuumade laengutest."

Enne Mendelejevit püüdsid paljud elemente süstematiseerida, kõige lähemale jõudis Mayer (Saksamaa). 1864. aastal andis ta oma raamatus tabeli, kus elemendid olid samuti järjestatud nende aatommasside kasvavas järjekorras, kuid Mayer paigutas sellesse tabelisse vaid 27 elementi, millest tol ajal oli teada vähem kui pooled. Mendelejevi eelis seisneb selles, et tema tabelis polnud koht mitte ainult kõigile teadaolevatele elementidele, vaid tühjad ruumid jäeti veel avastamata elementidele (ecabor - Sc, ekaaalumiinium - Ga, ekasilicon - Ge).

Aatomi elektroonilise struktuuri seisukohalt:

Periood nimeta elementide horisontaalne jada alustades leelismetallist ja lõpetades väärisgaasiga sama peamise kvantarvu maksimumväärtus, mis on võrdne perioodi arvuga.

Elementide arvu perioodis määrab alamtasandite võimsus.

Grupp elemendid on vertikaalne kogum elemente, millel on sama elektrooniline konfiguratsioon ja teatav keemiline sarnasus. Rühmaarv (välja arvatud I, II, VIII kõrvalalarühmad) võrdub valentselektronide summaga.

Lisaks perioodidega jagamisele (määratakse põhikvantarvuga) toimub jagamine peredele, määratud orbitaalkvantarvuga. Kui elemendis on täidetud s-alamtase, siis s-perekond või s-element; p-alamtase - p-element; d-alamtase - d-element; f-alamtase – f-element.

Perioodilise süsteemi lühiajalises vormis on 8 rühma, millest igaüks on jagatud põhi- ja sekundaarseks alarühmaks. I ja II põhialarühm on täidetud s-elementidega; III-VIII põhialarühmad - p-elemendid. d-elemendid on külgmistes alarühmades. f-elemendid on paigutatud eraldi rühmadesse.

Seega hõivab iga element perioodilises elementide süsteemis rangelt määratletud koha, mis on tähistatud seerianumbriga ja on seotud aatomi elektronkestade struktuuriga.

1.2.1. Elementide ja nende ühendite omaduste muutumise mustrid perioodide ja rühmade kaupa

Eksperimentaalsed uuringud on kindlaks teinud elementide keemiliste ja füüsikaliste omaduste sõltuvuse nende asukohast perioodilises süsteemis.

Ionisatsioonienergia nimetatakse energiaks, mida tuleb kulutada elektroni eraldamiseks ja eemaldamiseks aatomist, ioonist või molekulist . Seda väljendatakse J või eV (1eV=1,6,10 -19 J).

Ionisatsioonienergia on taastamisvõime mõõt aatom. Mida väiksem on ionisatsioonienergia väärtus, seda suurem on aatomi redutseerimisvõime. Aatomid kaotavad elektroni ja muutuvad positiivselt laetud ioonideks.

elektronide afiinsus on energia, mis vabaneb elektroni kinnitumisel aatomi, molekuli või radikaaliga.

Aatomite elektronide afiinsusenergia muutub loomulikult vastavalt elementide aatomite elektronstruktuuride olemusele. Perioodid vasakult paremale suureneb elementide elektronafiinsus ja oksüdeerivad omadused. Rühmades ülalt alla kipub elektronide afiinsus vähenema.

Halogeenidel on kõrgeim elektronafiinsus, sest ühendades ühe elektroni neutraalse aatomi külge, omandab see väärisgaasi täieliku elektronkonfiguratsiooni.

Nimetatakse tunnust, millisele aatomitest on elektroni lihtsam anda või lisada elektronegatiivsus mis on pool ionisatsioonienergia ja elektronide afiinsuse summast.

Elektronegatiivsus suureneb iga perioodi elementide puhul vasakult paremale ja langeb ülalt alla sama PS-rühma elementide puhul.

Aatomi- ja ioonraadiused

Aatomitel ja ioonidel ei ole elektronide lainelise olemuse tõttu rangelt määratletud piire. Seetõttu määratakse kristallides omavahel keemiliste sidemetega ühendatud aatomite ja ioonide tingimuslikud raadiused.

Metalli aatomite raadiused perioodidel, kus elementide arv suureneb, vähenevad, sest sama arvu elektronkihtide korral suureneb tuuma laeng ja sellest tulenevalt ka elektronide külgetõmme selle poolt.

Igas elementide rühmas kasvavad aatomite raadiused reeglina ülalt alla., sest energiatasemete arv suureneb. Ioonide raadiused on samuti perioodilises sõltuvuses elemendi aatomnumbrist.

Näide. Kuidas muutuvad aatomite suurused perioodi jooksul, ühest perioodist teise liikudes ja samas rühmas? Millistel elementidel on aatomi minimaalne ja maksimaalne suurus?

Perioodi sees (vasakult paremale) vähenevad aatomite suurused, sest tuuma laeng suureneb ja elektronid tõmbuvad tuuma poole tugevamalt. Peamistes alarühmades aatomite suurused suurenevad, kuna. elektronikihtide arv suureneb. Kõrvalalarühmades on sellised muutused d-kompressiooni tõttu vähem märgatavad ning V perioodist VI perioodi liikudes toimub f-kompressiooni tõttu isegi aatomite suuruse vähenemine.

Nende reeglite järgi on aatomi minimaalne suurus heelium, ja maksimum tseesium. Frantsiumil ei ole pikaealisi isotoope (looduslik isotoop on radioaktiivne, poolestusajaga 21 minutit).

Metallid ja mittemetallid. Elementide ja lihtainete jagamine metallideks ja mittemetallideks on teatud määral tinglik.

Füüsikaliste omaduste poolest iseloomustab metalle kõrge soojus- ja elektrijuhtivus, negatiivne temperatuurijuhtivuse koefitsient, metalli eriläige, vormitavus, plastilisus jne.

Keemiliste omaduste järgi iseloomustavad metalle oksiidide ja hüdroksiidide põhiomadused ning redutseerivad omadused.

Sarnased erinevused lihtainete omadustes on seotud keemilise sideme olemusega nende tekkimisel. Metalliline side tekib metallides valentselektronide defitsiidi korral ja kovalentne side mittemetallides piisava arvuga neid. Sellest lähtuvalt on võimalik tõmmata vertikaalne piir IIIA ja IV rühma elementide vahele. Vasakul - valentselektronide puudujäägiga elemendid, paremal - ülejäägiga. See on Zintli piir.

Näide. Mille poolest erinevad tüüpilised metallid mittemetallidest? Miks ja kuidas muutuvad metalliomadused elementide järjekorraarvu suurenemisega?

Elementide perioodilisustabelis on põhiliselt metallid, vähe on mittemetalle (kokku 22). Metallid hõlmavad kõiki s-elemente. See on tingitud väikese arvu valentselektronide (1 või 2) olemasolust neis, selle elektronide puuduse tagajärjel moodustub metalliline side.

Kõik d - ja f -elemendid on samuti metallid. Keemiliste sidemete moodustumisel toimivad välise energiataseme s-elektronid ja osa või kõik eelviimase taseme d-elektronid valentselektronidena d-elementide aatomites ning d-elektronid osalevad ainult keemiliste sidemete moodustamises. ju välised s- elektronid. Lisaks aitab tuumalaengu sõelumisefekt kaasa s-elektronide eemaldamise lihtsusele. See seisneb tuuma positiivse laengu mõju vähendamises elektronile, mis on tingitud teiste elektronide olemasolust kõnealuse elektroni ja tuuma vahel (need on d- või f-elektronid).

P-elementides toimub konkurents valentselektronide arvu suurenemise (mittemetallilised omadused) ja tuumalaengu sõelumise vahel (paranevad metallilised omadused). Sellega seoses suureneb p-elementides madalamate oksüdatsiooniastmete stabiilsus alarühmas ülalt alla.

Paremalt vasakule suurenevad perioodi jooksul aatomite mittemetallilised omadused, mis on tingitud aatomituuma laengu suurenemisest ja elektronide eraldamise raskusest. Ülalt alla metallilised omadused alarühmas suurenevad, kuna side väliste elektronide ja tuuma vahel nõrgeneb.

Ühendite omadused jagunevad happe-aluseliseks ja redoks-redaktsiooniks. Elementide perioodiline tabel selgitab neid mustreid hästi. Vaatleme seda hüdroksiidide näitel.

Kui elemendil on madal oksüdatsiooniaste (+1 või +2), näiteks Na-O-H, siis on Na-O side vähem tugev kui O-H ja side katkeb mööda nõrgemat sidet.

Na-O-H  Na + + Oh - . Ühendil on põhilised omadused.

Kui elemendi oksüdatsiooniaste on suur (+5 kuni +7), siis on elemendi-hapniku side tugevam kui O-H side ja ühendil on happelised omadused. Lämmastikhappes on lämmastiku oksüdatsiooniaste suur (+5).

 H + + EI 3 -

Oksüdatsiooniastmes +3 ja +4 ühenditel on amfoteersed omadused, st. Olenevalt reaktsioonipartnerist võivad neil olla nii happelised kui aluselised omadused. Kuid on ka erandeid: Zn +2, Be +2, Sn +2, Pb +2, Ge +2 oksüdatsiooniaste on +2, kuid need on amfoteersed ühendid.

Perioodi järgi paremalt vasakule suureneb kõrgeim oksüdatsiooniaste, mis on võrdne rühma numbriga, seega mittemetallilised ja happelised omadused suurenevad.

Alarühma järgiülevalt alla suurendada metallilisi ja põhiomadusi, sest aatomi suurus suureneb ja side naaberaatomiga nõrgeneb .

Seega võimaldab perioodiline süsteem analüüsida lihtainete asukohta seoses nende omaduste (metallid, mittemetallid) iseärasustega.

Mendelejevi perioodiline seadus võimaldab määrata lihtsate ainete omadusi keemilistes ühendites. Omaduste ennustamise viis esimest korda läbi Mendelejev ise. Ta arvutas välja nende elementide omadused, mida pole veel avastatud.