Elementer fra den fjerde gruppen av det periodiske systemet til Mendeleev. Periodisk gruppe

Det periodiske systemet er et ordnet sett med kjemiske elementer, deres naturlige klassifisering, som er et grafisk (tabellform) uttrykk for den periodiske loven til kjemiske elementer. Dens struktur, på mange måter lik den moderne, ble utviklet av D. I. Mendeleev på grunnlag av den periodiske loven i 1869–1871.

Prototypen på det periodiske systemet var "Eksperimentet med et system av elementer basert på deres atomvekt og kjemiske likhet", satt sammen av D. I. Mendeleev 1. mars 1869. I to og et halvt år forbedret forskeren kontinuerlig "Experience of systemet", introduserte konseptet grupper, serier og perioder med elementer. Som et resultat fikk strukturen til det periodiske systemet i mange henseender moderne konturer.

Viktig for dens utvikling var konseptet om et elements plass i systemet, bestemt av tallene til gruppen og perioden. Basert på dette konseptet kom Mendeleev til den konklusjon at det er nødvendig å endre atommassene til noen grunnstoffer: uran, indium, cerium og dets satellitter. Dette var den første praktiske anvendelsen av det periodiske systemet. Mendeleev var også den første som forutså eksistensen og egenskapene til flere ukjente elementer. Forskeren beskrev i detalj de viktigste egenskapene til ekaaluminum (fremtidig gallium), ekabor (scandium) og ekasilisium (germanium). I tillegg spådde han eksistensen av analoger av mangan (fremtidig technetium og rhenium), tellur (polonium), jod (astatin), cesium (francium), barium (radium), tantal (protactinium). Forskerens spådommer angående disse elementene var av generell karakter, siden disse elementene var lokalisert i lite studerte områder av det periodiske systemet.

De første versjonene av det periodiske systemet representerte i mange henseender bare en empirisk generalisering. Tross alt var den fysiske betydningen av den periodiske loven ikke klar, det var ingen forklaring på årsakene til den periodiske endringen i egenskapene til elementene avhengig av økningen i atommasser. Som et resultat forble mange problemer uløste. Finnes det grenser for det periodiske systemet? Er det mulig å bestemme det nøyaktige antallet eksisterende elementer? Strukturen til den sjette perioden forble uklar - hva er den nøyaktige mengden sjeldne jordelementer? Det var ikke kjent om det fortsatt er grunnstoffer mellom hydrogen og litium, hva er strukturen til den første perioden. Derfor, helt frem til den fysiske underbyggelsen av den periodiske loven og utviklingen av teorien om det periodiske systemet, oppsto det mer enn en gang alvorlige vanskeligheter. Uventet var oppdagelsen i 1894-1898. fem inerte gasser som ikke så ut til å ha noen plass i det periodiske systemet. Denne vanskeligheten ble eliminert takket være ideen om å inkludere en uavhengig nullgruppe i strukturen til det periodiske systemet. Massefunn av radioelementer på begynnelsen av 1800- og 1900-tallet. (i 1910 var antallet rundt 40) førte til en skarp motsetning mellom behovet for å plassere dem i det periodiske systemet og dets eksisterende struktur. For dem var det kun 7 ledige plasser i sjette og syvende periode. Dette problemet ble løst som et resultat av etableringen av skiftregler og oppdagelsen av isotoper.

En av hovedårsakene til at det ikke var mulig å forklare den fysiske betydningen av den periodiske loven og strukturen til det periodiske systemet var at det ikke var kjent hvordan atomet var ordnet (se Atom). Den viktigste milepælen i utviklingen av det periodiske systemet var opprettelsen av atommodellen av E. Rutherford (1911). På grunnlag av dette antydet den nederlandske forskeren A. Van den Broek (1913) at ordenstallet til et grunnstoff i det periodiske systemet er numerisk lik ladningen til kjernen til dets atom (Z). Dette ble eksperimentelt bekreftet av den engelske vitenskapsmannen G. Moseley (1913). Den periodiske loven fikk en fysisk begrunnelse: periodisiteten til endringer i elementenes egenskaper begynte å bli vurdert avhengig av Z - ladningen til kjernen til et atom i et element, og ikke på atommassen (se Periodisk lov om kjemiske elementer) .

Som et resultat har strukturen til det periodiske systemet blitt betydelig styrket. Den nedre grensen for systemet er bestemt. Dette er hydrogen, grunnstoffet med minimum Z = 1. Det har blitt mulig å nøyaktig anslå antall grunnstoffer mellom hydrogen og uran. "Gap" i det periodiske systemet ble identifisert, tilsvarende ukjente grunnstoffer med Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Spørsmål om det nøyaktige antallet sjeldne jordartselementer forble imidlertid uklare og, viktigst av alt, årsakene til den periodiske endringen i elementenes egenskaper ble ikke avslørt. avhengig av Z.

Basert på den etablerte strukturen til det periodiske systemet og resultatene av studiet av atomspektre, den danske vitenskapsmannen N. Bohr i 1918–1921. utviklet ideer om rekkefølgen av konstruksjon av elektronskall og underskall i atomer. Forskeren kom til den konklusjon at lignende typer elektroniske konfigurasjoner av de ytre skallene til atomer gjentas med jevne mellomrom. Dermed ble det vist at periodisiteten til endringer i egenskapene til kjemiske elementer er forklart av eksistensen av periodisitet i konstruksjonen av elektronskall og underskall av atomer.

Det periodiske systemet dekker mer enn 100 grunnstoffer. Av disse ble alle transuranelementer (Z = 93–110), samt elementer med Z = 43 (technetium), 61 (promethium), 85 (astatin), 87 (francium) oppnådd kunstig. I løpet av hele historien om eksistensen av det periodiske systemet har et veldig stort antall (> 500) av dets grafiske representasjoner blitt foreslått, hovedsakelig i form av tabeller, så vel som i form av forskjellige geometriske figurer (romlige og plane) , analytiske kurver (spiraler, etc.), etc. De mest utbredte er korte, halvlange, lange og stigeformer av tabeller. Foreløpig foretrekkes den korte formen.

Det grunnleggende prinsippet for å bygge det periodiske systemet er dets inndeling i grupper og perioder. Mendeleevs konsept med rader med elementer brukes foreløpig ikke, siden det er blottet for fysisk betydning. Gruppene er på sin side delt inn i hoved (a) og sekundær (b) undergrupper. Hver undergruppe inneholder elementer - kjemiske analoger. Elementene i a- og b-undergruppene i de fleste grupper viser også en viss likhet seg imellom, hovedsakelig i høyere oksidasjonstilstander, som som regel er lik gruppetallet. En periode er et sett med elementer som begynner med et alkalimetall og slutter med en inert gass (et spesialtilfelle er den første perioden). Hver periode inneholder et strengt definert antall elementer. Det periodiske systemet består av åtte grupper og syv perioder, og den syvende perioden er ennå ikke fullført.

Egenhet først perioden ligger i det faktum at den inneholder bare 2 gassformige elementer i fri form: hydrogen og helium. Plasseringen av hydrogen i systemet er tvetydig. Siden den har egenskaper som er felles med alkalimetaller og halogener, plasseres den enten i 1a- eller Vlla-undergruppen, eller begge samtidig, og omslutter symbolet i parentes i en av undergruppene. Helium er den første representanten for VIIIa-undergruppen. I lang tid ble helium og alle inerte gasser separert i en uavhengig nullgruppe. Denne bestemmelsen krevde revisjon etter syntese av kjemiske forbindelser av krypton, xenon og radon. Som et resultat ble inerte gasser og elementer fra den tidligere gruppe VIII (jern, kobolt, nikkel og platinametaller) kombinert i en gruppe.

Sekund periode inneholder 8 elementer. Det begynner med alkalimetallet litium, hvis eneste oksidasjonstilstand er +1. Deretter kommer beryllium (metall, oksidasjonstilstand +2). Bor har allerede en svakt uttrykt metallisk karakter og er et ikke-metall (oksidasjonstilstand +3). Ved siden av boret er karbon et typisk ikke-metall som viser både +4 og -4 oksidasjonstilstander. Nitrogen, oksygen, fluor og neon er alle ikke-metaller, med nitrogen som har den høyeste oksidasjonstilstanden på +5 som tilsvarer gruppetallet. Oksygen og fluor er blant de mest aktive ikke-metallene. Den inerte gassen neon fullfører perioden.

Den tredje periode (natrium - argon) inneholder også 8 grunnstoffer. Naturen til endringen i egenskapene deres er stort sett lik den som ble observert for elementene i den andre perioden. Men det er også sin egen spesifisitet. Så magnesium, i motsetning til beryllium, er mer metallisk, så vel som aluminium sammenlignet med bor. Silisium, fosfor, svovel, klor, argon er alle typiske ikke-metaller. Og alle av dem, bortsett fra argon, viser de høyeste oksidasjonstilstandene lik gruppetallet.

Som vi kan se, i begge perioder, når Z øker, observeres en tydelig svekkelse av det metalliske og styrking av de ikke-metalliske egenskapene til elementene. D. I. Mendeleev kalte elementene i den andre og tredje perioden (med hans ord, små) typiske. Innslagene i små perioder er blant de vanligste i naturen. Karbon, nitrogen og oksygen (sammen med hydrogen) er organogener, det vil si hovedelementene i organisk materiale.

Alle elementer i første - tredje periode er plassert i a-undergrupper.

Fjerde periode (kalium - krypton) inneholder 18 grunnstoffer. Ifølge Mendeleev er dette den første store perioden. Etter alkalimetallet kalium og jordalkalimetallet kalsium følger en rekke grunnstoffer, bestående av 10 såkalte overgangsmetaller (skandium - sink). Alle er inkludert i b-undergrupper. De fleste overgangsmetaller viser høyere oksidasjonstilstander lik gruppenummeret, bortsett fra jern, kobolt og nikkel. Grunnstoffer fra gallium til krypton tilhører a-undergruppene. En rekke kjemiske forbindelser er kjent for krypton.

Femte periode (rubidium - xenon) i sin konstruksjon er lik den fjerde. Den inneholder også en innsats med 10 overgangsmetaller (yttrium - kadmium). Elementene i denne perioden har sine egne egenskaper. I triaden ruthenium - rhodium - palladium er forbindelser kjent for rutenium der det har en oksidasjonstilstand på +8. Alle elementene i a-undergruppene viser de høyeste oksidasjonstilstandene lik gruppetallet. Funksjonene ved endringen i egenskapene til elementene i den fjerde og femte perioden etter hvert som Z vokser, er mer komplekse sammenlignet med den andre og tredje perioden.

Sjette periode (cesium - radon) omfatter 32 grunnstoffer. I denne perioden, i tillegg til 10 overgangsmetaller (lantan, hafnium - kvikksølv), er det også et sett med 14 lantanider - fra cerium til lutetium. Grunnstoffene fra cerium til lutetium er kjemisk svært like, og av denne grunn har de lenge vært inkludert i familien av sjeldne jordartselementer. I den korte formen av det periodiske systemet er lantanidserien inkludert i lantancellen og avkodingen av denne serien er gitt nederst i tabellen (se lantanider).

Hva er spesifisiteten til elementene i den sjette perioden? I triaden osmium - iridium - platina er oksidasjonstilstanden +8 kjent for osmium. Astatin har en ganske uttalt metallisk karakter. Radon er den mest reaktive av alle inerte gasser. Dessverre, på grunn av det faktum at det er svært radioaktivt, har dets kjemi blitt lite studert (se Radioaktive elementer).

Syvende perioden starter med Frankrike. I likhet med den sjette skal den også inneholde 32 grunnstoffer, men 24 av dem er kjent så langt, henholdsvis Francium og radium er grunnstoffer i undergruppe Ia og IIa, aktinium tilhører undergruppe IIIb. Deretter kommer aktinidfamilien, som inkluderer elementer fra thorium til lawrencium og er arrangert på samme måte som lanthanidene. Dekodingen av denne raden med elementer er også gitt nederst i tabellen.

La oss nå se hvordan egenskapene til kjemiske elementer endres undergrupper periodisk system. Hovedmønsteret i denne endringen er styrkingen av elementenes metalliske natur når Z øker. Dette mønsteret er spesielt uttalt i IIIa–VIIa undergrupper. For metaller i Ia–IIIa-undergrupper observeres en økning i kjemisk aktivitet. I elementene i IVa–VIIa-undergruppene, når Z øker, observeres en svekkelse av den kjemiske aktiviteten til elementene. For elementer av b-undergrupper er arten av endringen i kjemisk aktivitet mer kompleks.

Teorien om det periodiske systemet ble utviklet av N. Bohr og andre forskere på 1920-tallet. Det 20. århundre og er basert på et reelt opplegg for dannelse av elektroniske konfigurasjoner av atomer (se Atom). I følge denne teorien, når Z øker, skjer fyllingen av elektronskall og underskall i atomene til elementer inkludert i periodene til det periodiske systemet i følgende sekvens:

Periodetall
1	2	3	4	5	6	7
1s	2s2p	3s3p	4s3d4p	5s4d5p	6s4f5d6p	7s5f6d7p

Basert på teorien om det periodiske systemet kan følgende definisjon av en periode gis: en periode er en samling av elementer som begynner med et element med verdi n lik periodetallet og l = 0 (s-elementer) og slutter med et element med samme verdi av n og l = 1 (p- elementer) (se Atom). Unntaket er den første perioden, som kun inneholder 1s-elementer. Fra teorien om det periodiske systemet følger antall elementer i perioder: 2, 8, 8, 18, 18, 32 ...

I tabellen er symbolene for elementer av hver type (s-, p-, d- og f-elementer) vist på en bestemt fargebakgrunn: s-elementer - på rødt, p-elementer - på oransje, d-elementer - på blå, f-elementer - på grønn. Hver celle inneholder serienumrene og atommassene til elementene, samt de elektroniske konfigurasjonene til de ytre elektronskallene.

Det følger av teorien om det periodiske systemet at grunnstoffene med n lik periodetallet og l = 0 og 1 tilhører a-undergruppene. B-undergruppene inkluderer de grunnstoffene i hvis atomer de skjellene som tidligere forble ufullstendige er fullførte . Det er derfor den første, andre og tredje perioden ikke inneholder elementer av b-undergrupper.

Strukturen til det periodiske systemet av elementer er nært knyttet til strukturen til atomer av kjemiske elementer. Når Z øker, gjentas lignende typer konfigurasjon av de ytre elektronskallene periodisk. De bestemmer nemlig hovedtrekkene i grunnstoffenes kjemiske oppførsel. Disse trekkene manifesterer seg forskjellig for elementene i a-undergruppene (s- og p-elementene), for elementene i b-undergruppene (overgangs-d-elementene) og elementene i f-familiene - lantanider og aktinider. Et spesielt tilfelle er representert av elementene i den første perioden - hydrogen og helium. Hydrogen er svært reaktivt fordi dets eneste 1s-elektron lett splittes av. Samtidig er konfigurasjonen av helium (1s 2) meget stabil, noe som gjør den kjemisk inaktiv.

For elementer av a-undergrupper er de ytre elektronskallene til atomer fylt (med n lik periodetallet), så egenskapene til disse elementene endres merkbart når Z øker. I den andre perioden er således litium (konfigurasjon 2s) et aktivt metall som lett mister et enkelt valenselektron; beryllium (2s 2) er også et metall, men mindre aktivt på grunn av at dets ytre elektroner er mer fast bundet til kjernen. Videre har bor (2s 2 p) en svakt uttalt metallisk karakter, og alle påfølgende elementer i den andre perioden, der 2p-underskallet dannes, er allerede ikke-metaller. Åtte-elektronkonfigurasjonen til det ytre elektronskallet til neon (2s 2 p 6) - en inert gass - er veldig sterk.

De kjemiske egenskapene til elementene i den andre perioden forklares av ønsket til atomene deres om å skaffe seg den elektroniske konfigurasjonen av den nærmeste inerte gassen (heliumkonfigurasjonen for elementer fra litium til karbon eller neonkonfigurasjonen for elementer fra karbon til fluor). Dette er grunnen til for eksempel at oksygen ikke kan vise en høyere oksidasjonstilstand lik gruppetallet: det er tross alt lettere for det å oppnå neonkonfigurasjonen ved å tilegne seg flere elektroner. Den samme karakteren av endringen i egenskaper manifesteres i elementene i den tredje perioden og i s- og p-elementene i alle påfølgende perioder. Samtidig viser svekkelsen av styrken til bindingen mellom de ytre elektronene og kjernen i a-undergrupper når Z øker seg i egenskapene til de tilsvarende elementene. Så for s-elementer er det en merkbar økning i kjemisk aktivitet når Z øker, og for p-elementer en økning i metalliske egenskaper.

I atomer av overgangs-d-elementer fullføres tidligere uferdige skall med verdien av hovedkvantetallet n, en mindre enn periodetallet. Med noen unntak er konfigurasjonen av de ytre elektronskallene til overgangselementatomer ns 2 . Derfor er alle d-elementer metaller, og det er grunnen til at endringene i egenskapene til d-elementer når Z øker ikke er så skarpe som man observerer i s- og p-elementer. I høyere oksidasjonstilstander viser d-elementer en viss likhet med p-elementer i de tilsvarende gruppene i det periodiske systemet.

Funksjoner ved egenskapene til elementene i triader (VIIIb-undergruppe) forklares av det faktum at b-underskallene er nær ferdigstillelse. Dette er grunnen til at jern, kobolt, nikkel og platinametaller som regel ikke er tilbøyelige til å gi forbindelser med høyere oksidasjonstilstander. De eneste unntakene er ruthenium og osmium, som gir oksidene RuO 4 og OsO 4 . For elementer av Ib- og IIb-undergrupper viser d-subshell seg faktisk å være komplett. Derfor viser de oksidasjonstilstander lik gruppenummeret.

I atomene til lantanider og aktinider (alle er metaller) skjer fullføringen av tidligere ufullstendige elektronskall med verdien av hovedkvantetallet n to enheter mindre enn periodetallet. I atomene til disse elementene forblir konfigurasjonen av det ytre elektronskallet (ns 2) uendret, og det tredje ytre N-skallet er fylt med 4f-elektroner. Det er derfor lantanidene er så like.

For aktinider er situasjonen mer komplisert. I atomer av grunnstoffer med Z = 90–95 kan elektronene 6d og 5f delta i kjemiske interaksjoner. Derfor har aktinider mange flere oksidasjonstilstander. For neptunium, plutonium og americium er for eksempel forbindelser kjent der disse elementene virker i heptavalent tilstand. Bare elementer som starter fra curium (Z = 96) blir stabile i trivalent tilstand, men selv her er det noen særegenheter. Dermed skiller egenskapene til aktinidene seg vesentlig fra lantanidenes, og derfor kan ikke begge familiene betraktes som like.

Aktinidfamilien ender med et grunnstoff med Z = 103 (lawrencium). En evaluering av de kjemiske egenskapene til kurchatovium (Z = 104) og nilsborium (Z = 105) viser at disse grunnstoffene bør være analoger til henholdsvis hafnium og tantal. Derfor tror forskere at etter familien av aktinider i atomer, begynner den systematiske fyllingen av 6d-underskallet. Den kjemiske naturen til grunnstoffer med Z = 106–110 har ikke blitt eksperimentelt evaluert.

Det endelige antallet grunnstoffer som det periodiske systemet dekker er ukjent. Problemet med dens øvre grense er kanskje hovedgåten i det periodiske systemet. Det tyngste grunnstoffet som finnes i naturen er plutonium (Z = 94). Den nådde grensen for kunstig kjernefusjon er et grunnstoff med atomnummer 110. Spørsmålet gjenstår: vil det være mulig å få til grunnstoffer med høyere atomnummer, hvilke og hvor mange? Det kan ennå ikke besvares med noen sikkerhet.

Ved å bruke de mest komplekse beregningene utført på elektroniske datamaskiner, prøvde forskere å bestemme strukturen til atomer og evaluere de viktigste egenskapene til "superelementer", opp til enorme serienummer (Z = 172 og til og med Z = 184). Resultatene som ble oppnådd var ganske uventede. For eksempel, i et atom av et element med Z = 121, forventes utseendet til et 8p elektron; dette er etter at dannelsen av 8s underskall ble fullført i atomene med Z = 119 og 120. Men utseendet til p-elektroner etter s-elektroner observeres bare i atomer av elementer fra den andre og tredje perioden. Beregninger viser også at i elementene i den hypotetiske åttende perioden, skjer fyllingen av elektronskallene og underskallene til atomer i en veldig kompleks og særegen rekkefølge. Derfor er det et svært vanskelig problem å evaluere egenskapene til de tilsvarende elementene. Det ser ut til at den åttende perioden skal inneholde 50 elementer (Z = 119–168), men ifølge beregninger skal den ende ved elementet med Z = 164, dvs. 4 serienumre tidligere. Og den "eksotiske" niende perioden, viser det seg, skal bestå av 8 elementer. Her er hans "elektroniske" rekord: 9s 2 8p 4 9p 2. Med andre ord, den ville inneholde bare 8 elementer, som den andre og tredje perioden.

Det er vanskelig å si hvor sanne beregningene gjort ved hjelp av en datamaskin ville være. Men hvis de ble bekreftet, ville det være nødvendig å seriøst revidere mønstrene som ligger til grunn for det periodiske systemet av elementer og dets struktur.

Det periodiske systemet har spilt og fortsetter å spille en stor rolle i utviklingen av ulike felt innen naturvitenskap. Det var den viktigste prestasjonen til atom- og molekylærvitenskap, bidro til fremveksten av det moderne konseptet "kjemisk element" og foredlingen av konseptene for enkle stoffer og forbindelser.

Lovene avslørt av det periodiske systemet hadde en betydelig innvirkning på utviklingen av teorien om strukturen til atomer, oppdagelsen av isotoper og fremveksten av ideer om kjernefysisk periodisitet. En strengt vitenskapelig uttalelse om problemet med prognoser i kjemi er knyttet til det periodiske systemet. Dette manifesterte seg i spådommen om eksistensen og egenskapene til ukjente elementer og nye trekk ved den kjemiske oppførselen til elementer som allerede er oppdaget. Nå er det periodiske systemet grunnlaget for kjemi, først og fremst uorganisk, som i betydelig grad bidrar til å løse problemet med kjemisk syntese av stoffer med forhåndsbestemte egenskaper, utvikling av nye halvledermaterialer, valg av spesifikke katalysatorer for ulike kjemiske prosesser, etc. Og til slutt, det periodiske systemet ligger til grunn for undervisning i kjemi.

Metalliske egenskaper forbedres, ikke-metalliske egenskaper reduseres. Det ytre laget har 4 elektroner.

Kjemiske egenskaper(basert på karbon)

Samhandle med metaller:

4Al + 3C \u003d Al 4 C 3 (reaksjonen fortsetter ved høy temperatur)

Samhandle med ikke-metaller:

2H 2 + C \u003d CH 4

Samhandle med vann:

C + H 2 O \u003d CO + H 2

2Fe 2 O 3 + 3C \u003d 3CO 2 + 4Fe

Reagerer med syrer

3C + 4HNO 3 \u003d 3CO 2 + 4NO + 2H 2 O

Karbon. Karakteristikker av karbon, basert på dens posisjon i det periodiske systemet, allotropi av karbon, adsorpsjon, distribusjon i naturen, produksjon, egenskaper. De viktigste karbonforbindelsene

Karbon finnes i mange allotropiske modifikasjoner med svært forskjellige fysiske egenskaper. Variasjonen av modifikasjoner skyldes karbons evne til å danne kjemiske bindinger av ulike typer.

Naturlig karbon består av to stabile isotoper - 12C (98,93%) og 13C (1,07%) og en radioaktiv isotop 14C (β-emitter, T½ = 5730 år), konsentrert i atmosfæren og den øvre delen av jordskorpen.

De viktigste og godt studerte allotropiske modifikasjonene av karbon er diamant og grafitt. Under normale forhold er kun grafitt termodynamisk stabil, mens diamant og andre former er metastabile. Flytende karbon eksisterer bare ved et visst ytre trykk.

Ved trykk over 60 GPa antas dannelsen av en meget tett modifikasjon av C III (tettheten er 15-20 % høyere enn tettheten til diamant), som har metallisk ledningsevne.

Den krystallinske modifikasjonen av karbon av den sekskantede syngonien med en kjedestruktur av molekyler kalles karbin. Flere former for karbin er kjent, forskjellig i antall atomer i enhetscellen.

Karbin er et svart finkornet pulver (densitet 1,9-2 g/cm³) med halvlederegenskaper. Oppnådd under kunstige forhold fra lange kjeder av karbonatomer stablet parallelt med hverandre.

Carbyne er en lineær polymer av karbon. I et karbinmolekyl er karbonatomer koblet i kjeder vekselvis enten med trippel- og enkeltbindinger (polyenstruktur) eller permanent med dobbeltbindinger (polycumulenstruktur). Karbin har halvlederegenskaper, og under påvirkning av lys øker ledningsevnen kraftig. Den første praktiske applikasjonen er basert på denne egenskapen - i fotoceller.

Når karbon reagerer med svovel, oppnås karbondisulfid CS2; CS og C3S2 er også kjent.

Med de fleste metaller danner karbon karbider, for eksempel:

Reaksjonen av karbon med vanndamp er viktig i industrien:

Ved oppvarming reduserer karbon metalloksider til metaller. Denne egenskapen er mye brukt i metallurgisk industri.

Grafitt brukes i blyantindustrien, men blandes med leire for å redusere mykheten. Diamant, på grunn av sin eksepsjonelle hardhet, er et uunnværlig slipende materiale. I farmakologi og medisin er forskjellige karbonforbindelser mye brukt - derivater av karbonsyre og karboksylsyrer, forskjellige heterocykler, polymerer og andre forbindelser. Karbon spiller en stor rolle i menneskelivet. Dens applikasjoner er like forskjellige som selve dette mangesidige elementet. Spesielt er karbon en integrert komponent av stål (opptil 2,14 vektprosent) og støpejern (mer enn 2,14 vektprosent)

Karbon er en del av atmosfæriske aerosoler, som et resultat av at det regionale klimaet kan endre seg og antall soldager kan reduseres. Karbon kommer inn i miljøet i form av sot i sammensetningen av kjøretøyets eksosgasser, når kull brennes ved termiske kraftverk, under dagbrudd i kulldrift, underjordisk gassifisering, produksjon av kullkonsentrater osv. Karbonkonsentrasjon over forbrenningskilder er 100-400 µg/m³, i store byer 2,4-15,9 µg/m³, landlige områder 0,5-0,8 µg/m³. Med gass- og aerosolutslipp fra kjernekraftverk kommer (6-15) · 109 Bq/dag 14СО2 inn i atmosfæren.

Det høye innholdet av karbon i atmosfæriske aerosoler fører til en økning i forekomsten av befolkningen, spesielt de øvre luftveiene og lungene. Yrkessykdommer er hovedsakelig antrakose og støvbronkitt. I luften i arbeidsområdet MPC, mg/m³: diamant 8,0, antrasitt og koks 6,0, kull 10,0, kjønrøk og kullstøv 4,0; i atmosfærisk luft, maksimal engangs 0,15, gjennomsnittlig daglig 0,05 mg / m³.

Viktige forbindelser. Karbonmonoksid (II) (karbonmonoksid) CO Under normale forhold er det en fargeløs, luktfri og smakløs gass. Giftighet forklares av det faktum at det lett kombineres med blodhemoglobin.

Karbonmonoksid (IV) CO2. Under normale forhold - en fargeløs gass med en litt sur lukt og smak, halvannen ganger tyngre enn luft, brenner ikke og støtter ikke forbrenning.
Karbonsyre H2CO3. Svak syre. Karbonsyremolekyler eksisterer bare i løsning.

Fosgen COCl2. Fargeløs gass med en karakteristisk lukt, tkoke = 8оС, tsmelt = -118оС. Veldig giftig. Lite løselig i vann. Reaktiv. Brukes i organisk syntese.

Det periodiske systemet av kjemiske elementer er en klassifisering av kjemiske elementer laget av D. I. Mendeleev på grunnlag av den periodiske loven oppdaget av ham i 1869.

D. I. Mendeleev

I henhold til den moderne formuleringen av denne loven, i en kontinuerlig serie av elementer arrangert i stigende rekkefølge av den positive ladningen til kjernene til deres atomer, gjentas elementer med lignende egenskaper periodisk.

Det periodiske systemet av kjemiske elementer, presentert i form av en tabell, består av perioder, serier og grupper.

I begynnelsen av hver periode (med unntak av den første) er det et grunnstoff med uttalte metalliske egenskaper (alkalimetall).

Symboler for fargetabellen: 1 - kjemisk tegn på elementet; 2 - navn; 3 - atommasse (atomvekt); 4 - serienummer; 5 - fordeling av elektroner over lagene.

Når ordinaltallet til elementet øker, lik verdien av den positive ladningen til atomkjernen, svekkes de metalliske egenskapene gradvis og de ikke-metalliske egenskapene øker. Det nest siste elementet i hver periode er et grunnstoff med uttalte ikke-metalliske egenskaper (), og det siste er en inert gass. I periode I er det 2 elementer, i II og III - 8 elementer hver, i IV og V - 18 elementer hver, i VI - 32 og i VII (ufullstendig periode) - 17 elementer.

De tre første periodene kalles små perioder, hver av dem består av en horisontal rad; resten - i store perioder, som hver (unntatt VII-perioden) består av to horisontale rader - partall (øvre) og oddetall (nedre). I jevne rader av store perioder er det bare metaller. Egenskapene til elementene i disse radene endres litt med økende serienummer. Egenskapene til grunnstoffer i odde serier av store perioder endres. I periode VI følges lantan av 14 grunnstoffer som er svært like i kjemiske egenskaper. Disse elementene, kalt lantanider, er oppført separat under hovedtabellen. Aktinider, grunnstoffene etter aktinium, er på samme måte presentert i tabellen.

Tabellen har ni vertikale grupper. Gruppetallet, med sjeldne unntak, er lik den høyeste positive valensen til elementene i denne gruppen. Hver gruppe, unntatt null og åttende, er delt inn i undergrupper. - hoved (plassert til høyre) og side. I hovedundergruppene, med en økning i serienummeret, blir de metalliske egenskapene til elementene forbedret og de ikke-metalliske egenskapene til elementene svekkes.

Dermed bestemmes de kjemiske og en rekke fysiske egenskapene til grunnstoffer av plassen som et gitt grunnstoff opptar i det periodiske systemet.

Biogene elementer, det vil si elementer som utgjør organismer og utfører en viss biologisk rolle i den, okkuperer den øvre delen av det periodiske systemet. Cellene som er okkupert av elementene som utgjør hoveddelen (mer enn 99%) av levende stoff er farget blå, cellene okkupert av mikroelementer er farget rosa (se).

Det periodiske systemet med kjemiske elementer er den største prestasjonen til moderne naturvitenskap og et levende uttrykk for de mest generelle dialektiske naturlovene.

Se også Atomvekt.

Det periodiske systemet av kjemiske elementer er en naturlig klassifisering av kjemiske elementer laget av D. I. Mendeleev på grunnlag av den periodiske loven oppdaget av ham i 1869.

I den opprinnelige formuleringen uttalte den periodiske loven til D. I. Mendeleev: egenskapene til kjemiske elementer, så vel som formene og egenskapene til deres forbindelser, er i en periodisk avhengighet av størrelsen på atomvektene til elementene. Senere, med utviklingen av læren om strukturen til atomet, ble det vist at en mer nøyaktig karakteristikk av hvert element ikke er atomvekten (se), men verdien av den positive ladningen til kjernen til atomet til atomet. element, lik det ordinære (atomiske) nummeret til dette elementet i det periodiske systemet til D. I. Mendeleev . Antall positive ladninger på kjernen til et atom er lik antall elektroner som omgir kjernen til et atom, siden atomer som helhet er elektrisk nøytrale. I lys av disse dataene er den periodiske loven formulert som følger: egenskapene til kjemiske elementer, så vel som formene og egenskapene til deres forbindelser, er i periodisk avhengighet av den positive ladningen til kjernene til deres atomer. Dette betyr at i en kontinuerlig serie av elementer, arrangert i stigende rekkefølge av de positive ladningene til kjernene til deres atomer, vil elementer med lignende egenskaper periodisk gjentas.

Tabellformen til det periodiske systemet av kjemiske elementer presenteres i sin moderne form. Den består av perioder, serier og grupper. En periode representerer en sekvensiell horisontal rad av elementer arrangert i stigende rekkefølge av den positive ladningen til kjernene til deres atomer.

I begynnelsen av hver periode (med unntak av den første) er det et grunnstoff med uttalte metalliske egenskaper (alkalimetall). Deretter, når serienummeret øker, svekkes de metalliske egenskapene til elementene gradvis og de ikke-metalliske egenskapene til elementene øker. Det nest siste grunnstoffet i hver periode er et grunnstoff med uttalte ikke-metalliske egenskaper (halogen), og det siste er en inert gass. Periode I består av to elementer, rollen til et alkalimetall og et halogen utføres samtidig av hydrogen. II og III perioder inkluderer 8 elementer hver, kalt Mendeleev typisk. IV- og V-perioder har 18 elementer hver, VI-32. VII periode er ennå ikke fullført og er fylt opp med kunstig opprettede elementer; det er for tiden 17 elementer i denne perioden. I, II og III perioder kalles små, hver av dem består av en horisontal rad, IV-VII - stor: de (med unntak av VII) inkluderer to horisontale rader - partall (øvre) og oddetall (nedre). I jevne rader av store perioder er det kun metaller som finnes, og endringen i egenskapene til elementene i raden fra venstre til høyre kommer svakt til uttrykk.

I odde serier av store perioder endres egenskapene til elementene i rekken på samme måte som egenskapene til typiske elementer. I et partall av VI-perioden etter lantan følger 14 grunnstoffer [kalt lantanider (se), lantanider, sjeldne jordartselementer], som i kjemiske egenskaper ligner lantan og hverandre. Listen deres er gitt separat under tabellen.

Separat er elementene etter aktinium-aktinidene (aktinidene) skrevet ut og gitt under tabellen.

Det er ni vertikale grupper i det periodiske systemet for kjemiske elementer. Gruppetallet er lik den høyeste positive valensen (se) av elementene i denne gruppen. Unntakene er fluor (det skjer bare negativt monovalent) og brom (det skjer ikke heptavalent); i tillegg kan kobber, sølv, gull ha en valens større enn +1 (Cu-1 og 2, Ag og Au-1 og 3), og av grunnstoffene i gruppe VIII er det bare osmium og ruthenium som har en valens på +8 . Hver gruppe, med unntak av den åttende og null, er delt inn i to undergrupper: den viktigste (plassert til høyre) og den sekundære. Hovedundergruppene inkluderer typiske elementer og elementer fra store perioder, de sekundære - bare elementer av store perioder og dessuten metaller.

Når det gjelder kjemiske egenskaper, skiller elementene i hver undergruppe av denne gruppen seg betydelig fra hverandre, og bare den høyeste positive valensen er den samme for alle elementene i denne gruppen. I hovedundergruppene, fra topp til bunn, øker de metalliske egenskapene til elementene og de ikke-metalliske svekkes (for eksempel er francium et grunnstoff med de mest uttalte metalliske egenskapene, og fluor er ikke-metallisk). Dermed bestemmer plassen til et element i det periodiske systemet til Mendeleev (serienummer) dets egenskaper, som er gjennomsnittet av egenskapene til naboelementer vertikalt og horisontalt.

Noen grupper av elementer har spesielle navn. Så elementene i hovedundergruppene i gruppe I kalles alkalimetaller, gruppe II - jordalkalimetaller, gruppe VII - halogener, elementer som ligger bak uran - transuran. Grunnstoffer som er en del av organismer, deltar i metabolske prosesser og har en uttalt biologisk rolle, kalles biogene elementer. Alle av dem okkuperer den øvre delen av bordet til D. I. Mendeleev. Dette er først og fremst O, C, H, N, Ca, P, K, S, Na, Cl, Mg og Fe, som utgjør hoveddelen av levende stoffer (mer enn 99%). Stedene som er okkupert av disse elementene i det periodiske systemet er farget i lyseblått. Biogene elementer, som er svært få i kroppen (fra 10 -3 til 10 -14%), kalles mikroelementer (se). I cellene i det periodiske systemet er fargede gule mikroelementer plassert, hvis vitale betydning for mennesker er bevist.

I følge teorien om atomenes struktur (se Atom) avhenger de kjemiske egenskapene til grunnstoffer hovedsakelig av antall elektroner i det ytre elektronskallet. Den periodiske endringen i egenskapene til elementer med en økning i den positive ladningen til atomkjerner forklares av den periodiske repetisjonen av strukturen til det ytre elektronskallet (energinivå) til atomer.

I små perioder, med en økning i den positive ladningen til kjernen, øker antallet elektroner i det ytre skallet fra 1 til 2 i periode I og fra 1 til 8 i periode II og III. Derav endringen i elementenes egenskaper i perioden fra et alkalimetall til en inert gass. Det ytre elektronskallet, som inneholder 8 elektroner, er komplett og energetisk stabilt (elementer i nullgruppen er kjemisk inerte).

I store perioder i jevne rader, med en økning i den positive ladningen til kjernene, forblir antallet elektroner i det ytre skallet konstant (1 eller 2) og det andre ytre skallet er fylt med elektroner. Derav den langsomme endringen i egenskapene til elementer i jevne rader. I rare serier av lange perioder, med en økning i ladningen til kjernene, er det ytre skallet fylt med elektroner (fra 1 til 8) og elementenes egenskaper endres på samme måte som for typiske grunnstoffer.

Antall elektronskall i et atom er lik periodetallet. Atomene til elementene i hovedundergruppene har et antall elektroner på deres ytre skall lik gruppenummeret. Atomene til elementene i de sekundære undergruppene inneholder ett eller to elektroner på de ytre skallene. Dette forklarer forskjellen i egenskapene til elementene i hoved- og sekundærundergruppene. Gruppenummeret angir mulig antall elektroner som kan delta i dannelsen av kjemiske (valens)bindinger (se Molekyl), derfor kalles slike elektroner valens. For elementer av sekundære undergrupper er ikke bare elektronene i de ytre skallene, men også de nest siste, valens. Antallet og strukturen til elektronskall er angitt i det vedlagte periodiske systemet over kjemiske elementer.

Den periodiske loven til D. I. Mendeleev og systemet basert på den er av eksepsjonelt stor betydning i vitenskap og praksis. Den periodiske loven og systemet var grunnlaget for oppdagelsen av nye kjemiske elementer, nøyaktig bestemmelse av deres atomvekter, utviklingen av teorien om atomenes struktur, etableringen av geokjemiske lover for fordeling av grunnstoffer i jordskorpen og utviklingen av moderne ideer om levende materie, hvis sammensetning og lovene knyttet til den er i samsvar med det periodiske systemet. Den biologiske aktiviteten til elementene og deres innhold i kroppen bestemmes også i stor grad av plassen de opptar i det periodiske systemet til Mendeleev. Så, med en økning i serienummeret i en rekke grupper, øker toksisiteten til elementer og deres innhold i kroppen reduseres. Den periodiske loven er et levende uttrykk for de mest generelle dialektiske lovene for naturens utvikling.

Generelle kjennetegn ved elementene i gruppe IV, hovedundergruppen av det periodiske systemet til D. I. Mendeleev

Elementene i hovedundergruppen til gruppe IV inkluderer karbon, silisium, germanium, tinn, bly. Metalliske egenskaper forbedres, ikke-metalliske egenskaper reduseres. Det ytre laget har 4 elektroner.

Kjemiske egenskaper(basert på karbon)

samhandle med metaller

4Al + 3C \u003d Al 4 C 3 (reaksjonen skjer ved høy temperatur)

samhandle med ikke-metaller

2H 2 + C \u003d CH 4

samhandle med oksygen

・ Interaksjon med vann

C + H 2 O \u003d CO + H 2

samhandle med oksider

2Fe 2 O 3 + 3C \u003d 3CO 2 + 4Fe

Reagerer med syrer

3C + 4HNO 3 \u003d 3CO 2 + 4NO + 2H 2 O

Karbon (kjemisk symbol - C, lat. Karboneum) er et kjemisk element i den fjortende gruppen (i henhold til den utdaterte klassifiseringen - hovedundergruppen til den fjerde gruppen), den 2. perioden av det periodiske systemet av kjemiske elementer. serienummer 6, atommasse - 12.0107. Karbon finnes i mange allotropiske modifikasjoner med svært forskjellige fysiske egenskaper. Variasjonen av modifikasjoner skyldes karbons evne til å danne kjemiske bindinger av ulike typer.

Naturlig karbon består av to stabile isotoper - 12C (98,93%) og 13C (1,07%) og en radioaktiv isotop 14C (β-emitter, T½ = 5730 år), konsentrert i atmosfæren og den øvre delen av jordskorpen.

Ved trykk over 60 GPa antas dannelsen av en meget tett modifikasjon av C III (tettheten er 15-20 % høyere enn tettheten til diamant), som har metallisk ledningsevne.

Den krystallinske modifikasjonen av karbon av den sekskantede syngonien med en kjedestruktur av molekyler kalles vanligvis karbyn. Flere former for karbin er kjent, forskjellig i antall atomer i enhetscellen.

Karbin er et svart finkornet pulver (densitet 1,9-2 g/cm³) med halvlederegenskaper. Oppnådd under kunstige forhold fra lange kjeder av karbonatomer stablet parallelt med hverandre.

Carbyne er en lineær polymer av karbon. I et karbinmolekyl er karbonatomer koblet i kjeder vekselvis enten med trippel- og enkeltbindinger (polyenstruktur) eller permanente dobbeltbindinger (polycumulenstruktur). Karbin har halvlederegenskaper, og under påvirkning av lys øker dens ledningsevne sterkt. Den første praktiske applikasjonen er basert på denne egenskapen - i fotoceller.

Grafen er en todimensjonal allotrop modifikasjon av karbon, dannet av et lag med karbonatomer ett atom tykt, forbundet med sp²-bindinger til et sekskantet todimensjonalt krystallgitter.

Ved vanlige temperaturer er karbon kjemisk inert, ved tilstrekkelig høye temperaturer kombineres det med mange grunnstoffer, og viser sterke reduserende egenskaper. Den kjemiske aktiviteten til forskjellige former for karbon avtar i følgende rekkefølge: amorft karbon, grafitt, diamant, i luft antennes de ved temperaturer over henholdsvis 300-500 °C, 600-700 °C og 850-1000 °C.

Forbrenningsproduktene av karbon er CO og CO2 (henholdsvis karbonmonoksid og karbondioksid). Også kjent er det ustabile karbonsuboksidet C3O2 (smeltepunkt -111 ° C, kokepunkt 7 ° C) og noen andre oksider (for eksempel C12O9, C5O2, C12O12). Grafitt og amorft karbon begynner å reagere med hydrogen ved en temperatur på 1200 °C, med fluor ved 900 °C.

Karbondioksid reagerer med vann og danner en svak karbonsyre - H2CO3, som danner salter - karbonater. På jorden er de mest utbredte karbonatene kalsium (mineralformer - kritt, marmor, kalsitt, kalkstein, etc.) og magnesium (mineralform dolomitt).

Grafitt med halogener, alkalimetaller, etc.
Vert på ref.rf
stoffer danner inklusjonsforbindelser. Når en elektrisk utladning føres mellom karbonelektroder i en nitrogenatmosfære, dannes cyan. Blåsyre oppnås ved å reagere karbon med en blanding av H2 og N2 ved høye temperaturer:

Når karbon reagerer med svovel, oppnås karbondisulfid CS2; CS og C3S2 er også kjent. Med de fleste metaller danner karbon karbider, for eksempel:

Reaksjonen av karbon med vanndamp er viktig i industrien:

Ved oppvarming reduserer karbon metalloksider til metaller. Denne egenskapen er mye brukt i metallurgisk industri.

Grafitt brukes i blyantindustrien, men blandes med leire for å redusere mykheten. Diamant, på grunn av sin eksepsjonelle hardhet, er et uunnværlig slipende materiale. I farmakologi og medisin er forskjellige karbonforbindelser mye brukt - derivater av karbonsyre og karboksylsyrer, forskjellige heterocykler, polymerer og andre forbindelser. Karbon spiller en stor rolle i menneskelivet. Dens applikasjoner er like forskjellige som selve det gitte mangesidige elementet. Spesielt er karbon en integrert komponent av stål (opptil 2,14 vektprosent) og støpejern (mer enn 2,14 vektprosent)

Karbon er en del av atmosfæriske aerosoler, som kan endre det regionale klimaet og redusere antall soldager. Karbon kommer inn i miljøet i form av sot som en del av avgassene fra motorkjøretøyer når kull brennes ved termiske kraftverk, i dagbruddskullgruver, underjordisk gassifisering, produksjon av kullkonsentrater, etc.
Vert på ref.rf
Konsentrasjonen av karbon over forbrenningskilder er 100-400 µg/m³, i store byer 2,4-15,9 µg/m³, i landlige områder 0,5-0,8 µg/m³. Med gass- og aerosolutslipp fra kjernekraftverk kommer (6-15)·109 Bq/dag 14СО2 inn i atmosfæren.

Det høye innholdet av karbon i atmosfæriske aerosoler fører til en økning i sykelighet i befolkningen, spesielt de øvre luftveiene og lungene. Yrkessykdommer er hovedsakelig antrakose og støvbronkitt. I luften i arbeidsområdet MPC, mg/m³: diamant 8,0, antrasitt og koks 6,0, kull 10,0, kjønrøk og kullstøv 4,0; i atmosfærisk luft, maksimal engangs 0,15, gjennomsnittlig daglig 0,05 mg / m³.

De viktigste forbindelsene. Karbonmonoksid (II) (karbonmonoksid) CO Under normale forhold er det en fargeløs, luktfri og smakløs gass. Toksisitet forklares med det faktum at det lett kombineres med blodhemoglobin Karbonmonoksid (IV) CO2. Under normale forhold - en fargeløs gass med en litt sur lukt og smak, halvannen ganger tyngre enn luft, brenner ikke og støtter ikke forbrenning. Karbonsyre H2CO3. Svak syre. Karbonsyremolekyler eksisterer bare i løsning. Fosgen COCl2. Fargeløs gass med karakteristisk lukt, tbp=8oC, tm=-118oC. Veldig giftig. Lite løselig i vann. Reaktiv. Brukes i organisk syntese.

Generelle kjennetegn ved elementene i gruppe IV, hovedundergruppen av det periodiske systemet til D. I. Mendeleev - konseptet og typene. Klassifisering og funksjoner i kategorien "Generelle kjennetegn ved elementene i gruppe IV, hovedundergruppen av det periodiske systemet til D. I. Mendeleev" 2017, 2018.

- Fransk gotisk skulptur. XIII-XIV århundrer

Begynnelsen til fransk gotisk skulptur ble lagt i Saint-Denis. De tre portalene til den vestlige fasaden til den berømte kirken var fylt med skulpturelle bilder, der ønsket om et strengt gjennomtenkt ikonografisk program for første gang manifesterte seg, et ønske oppsto ... .

- FOREDRAGETS TEMA: BYPLANLEGGING I ITALIA, FRANKRIKE, TYSKLAND, ENGLAND I X – XIV ÅRHUNDRE.

Nye byer ble praktisk talt ikke bygget i tidlig middelalder. Stadige kriger gjorde det nødvendig å bygge befestede bosetninger, spesielt i grenseområdene. Klostre var sentrum for tidlig middelaldersk materiell og åndelig kultur. De bygde...

- Klær i den gotiske perioden XII-XIV

ROMPLANLEGGINGSBESLUTNINGER Generell løsning av bygninger og komplekser Strukturen til en høyere utdanningsinstitusjon i samsvar med deres arkitektoniske og planmessige struktur inkluderer følgende underavdelinger: generelle institutt- og fakultetsavdelinger med klasserom og laboratorier; ...