SISTEMUL PERIODIC AL ELEMENTELOR
Grupuri și subgrupe.
Atunci când perioadele sunt aranjate una sub cealaltă, elementele sunt aranjate în coloane, formând grupuri numerotate cu cifrele 0, I, II. VIII. Se presupune că elementele din fiecare grupare prezintă proprietăți chimice generale similare. încă utilizateóO asemănare mai mare se observă în elementele din subgrupurile (A și B), care se formează din elementele tuturor grupurilor, cu excepția celor 0 și VIII. Un subgrup A este numit principal, iar B este un subgrup auxiliar. Unele familii au nume, de exemplu, metale alcaline (grupa IA), metale alcalino-pământoase (grupa IIA), halogeni (grupa VIIA) și gaze nobile (grupa 0). Grupa VIII conține metale tranziționale: Fe, Co și Ni; Ru, Rh și Pd; Os, Ir și Pt. Situate în mijlocul unor perioade lungi de timp, aceste elemente sunt mai asemănătoare între ele decât elementele situate înainte și după ele. În mai multe cazuri, ordinea creșterii greutăților atomice (mai exact a masei atomice) este încălcată, de exemplu, în Ref.árach telur și iod, argon și potasiu. Această "încălcare" este necesară pentru a păstra asemănarea elementelor din subgrupe.
Metale, nemetalice.
Diagonala de la hidrogen la radon împarte în totalitate toate elementele în metale și nemetale, în timp ce nemetalele sunt peste diagonală. (Nemetale K includ 22 elemente - H, B, C, Si, N, P, As, O, S, Se, Te, halogen și gaze inerte pentru metale -. Toate celelalte elemente) De-a lungul acestei linii există elemente care au unele proprietăți ale metalelor și nemetalilor (metaloide - numele depășit al acestor elemente). Când se iau în considerare proprietățile pe subgrupe de sus în jos, se observă o creștere a proprietăților metalice și o scădere a proprietăților nemetalice.
Valence.
Definiția cea mai generală a valenței unui element este capacitatea atomilor săi de a se combina cu alți atomi în anumite raporturi. Uneori, valența elementului este înlocuită de conceptul gradului de oxidare apropiat de acesta (soia). Gradul de oxidare corespunde unei sarcini care ar dobândi un atom dacă toate perechile de electroni ale legăturilor sale chimice au fost deplasate către mai mulți atomi electronegativi. În orice perioadă de la stânga la dreapta, există o creștere a stării de oxidare pozitivă a elementelor. Elementele grupului I au co. egal cu +1 și formula oxidului R2O, elementele grupului II sunt +2 și, respectiv, RO și așa mai departe. Elemente cu s.o. sunt în grupurile V, VI și VII; se crede că carbonul și siliciul din grupa IV nu au o stare de oxidare negativă. Halogenii având o stare de oxidare de compuși cu formula 1 cu hidrogen cu compoziția RH. În general, starea de oxidare pozitivă a elementelor corespunde numărului de grup, iar negativul este egal cu diferența de opt minus numărul grupului. Prezența sau absența altor stări de oxidare nu poate fi determinată din tabel.
Sensul fizic al numărului atomic.
O înțelegere adevărată a mesei periodice este posibilă numai pe baza conceptelor moderne ale structurii atomului. Numărul atomic al elementului din tabelul periodic - numărul său atomic - este mult mai important decât valoarea greutății sale atomice (adică masa atomică relativă) pentru înțelegerea proprietăților chimice.
Structura atomului.
În 1913, N. Bohr a folosit un model nuclear al structurii atomului pentru a explica spectrul atomului de hidrogen, cel mai ușor și, prin urmare, cel mai simplu atom. Bohr a sugerat că atomul de hidrogen constă într-un singur proton care formează nucleul unui atom și un electron care se rotește în jurul nucleului.
Definiția conceptului de număr atomic.
In 1913 A.van den Broek a sugerat că numărul secvențial al elementului - numărul său atomic - să fie identificat cu numărul de electroni ce orbiteaza nucleele atomilor neutri și nucleele atomice încărcate pozitiv în unități de încărcare de electroni. Cu toate acestea, a fost necesară verificarea experimentală a identității încărcăturii atomice și a numărului atomic. Bohr a afirmat în continuare că emisia caracteristică a razelor X a elementului ar trebui să respecte aceeași lege ca și spectrul hidrogenului. Astfel, în cazul în care numărul atomic Z este identificat cu o taxă nucleară în unități de încărcare electronică, frecvențele (lungimi de undă) ale liniilor respective în spectrul de raze X al diferitelor elemente trebuie să fie proporțională cu pătratul 2. Z numărul atomic al elementului.
În 1913-1914, G. Mosley, studiind radiația caracteristică a razelor X ale atomilor de diferite elemente, a primit o confirmare strălucită a ipotezei lui Bohr. Lucrarea lui Moseley a confirmat astfel prezumția lui Van van Brook despre identitatea numărului atomic al elementului cu sarcina nucleului său; numărul atomic, și nu masa atomică, reprezintă adevărata bază pentru determinarea proprietăților chimice ale elementului.
Periodicitatea și structura atomică.
Teoria cuantică a structurii atomice a lui Bohr a dezvoltat peste doua decenii dupa 1913. Bohr a propus „număr cuantic“ a fost una dintre cele patru numere cuantice necesare pentru a descrie starea de energie a unui electron. În 1925, V.Pauli și-a formulat faimosul "principiu al interzicerii" (principiul Pauli), potrivit căruia nu pot exista doi electroni într-un atom, în care toate numerele cuantice sunt identice. Când acest principiu a fost aplicat configurațiilor electronice ale atomilor, tabelul periodic a obținut o justificare fizică. Deoarece numărul atomic este Z, adică încărcarea pozitivă a nucleului atomului crește, numărul de electroni ar trebui să crească, de asemenea, pentru a păstra electroneutralitatea atomului. Acești electroni determină comportamentul chimic al atomului. Conform principiului Pauli, pe măsură ce crește valoarea numărului cuantic, electronii umple straturile electronice (cochilii) pornind de la cel mai apropiat de nucleu. Stratul complet, care este umplut cu toți electronii în conformitate cu principiul Pauli, este cel mai stabil. Prin urmare, gazele nobile, cum ar fi heliul și argonul, care au structuri electronice complet finalizate, sunt rezistente la orice atac chimic.
Configurări electronice.
Următorul tabel enumeră numerele posibile de electroni pentru diferite stări de energie. Principalul număr cuantic n = 1, 2, 3 caracterizează nivelul de energie al electronilor (nivelul 1 este situat mai aproape de nucleu). Numarul cuantumului orbital l = 0, 1, 2. n - 1 caracterizeaza impulsul orbital al impulsului. Numărul cuantumului orbital este întotdeauna mai mic decât numărul principal cuantum, iar valoarea maximă este egală cu principala minus 1. Fiecare valoare a l corespunde unui anumit tip de orbitali - s. p. d. f. (această denumire provine din nomenclatorul spectroscopic al secolului al XVIII-lea, când diferite serii de linii spectrale observate au fost numite harpă, primară, fuzzy și fundamentală).
Tabelul 3. Numărul de electroni în diferite stări energetice ale atomului
Tabelul 3. Numărul de electroni în diferite stări energetice ale atomului
Numarul cuantic principal
Articole similare
Trimiteți-le prietenilor: