Tabela periodike e elementeve kimike është një klasifikim i elementeve kimike të krijuar nga D.I.Mendeleev mbi bazën e ligjit periodik të zbuluar prej tij në 1869.
D. I. Mendeleev
Sipas formulimit modern të këtij ligji, elementët me veti të ngjashme përsëriten në mënyrë periodike në një seri të vazhdueshme elementësh të rregulluar në rend ngjitje të ngarkesës pozitive të bërthamave të atomeve të tyre.
Tabela periodike e elementeve kimike, e paraqitur në formën e një tabele, përbëhet nga periudha, rreshta dhe grupe.
Në fillim të çdo periudhe (përveç të parës) ekziston një element me veti të theksuara metalike (metali alkalik).
Legjenda në tabelën e ngjyrave: 1 - shenjë kimike e elementit; 2 - emri; 3 - masa atomike (pesha atomike); 4 - numri serik; 5 - shpërndarja e elektroneve nëpër shtresa.
Ndërsa numri rendor i elementit, i barabartë me vlerën e ngarkesës pozitive të bërthamës së atomit të tij, rritet, vetitë metalike gradualisht dobësohen dhe vetitë jometalike rriten. Elementi i parafundit në secilën periudhë është një element me veti të theksuara jometalike (), dhe i fundit është një gaz inert. Në periudhën I ka 2 elementë, në elementët II dhe III - 8 secila, në IV dhe V - 18 secila, në VI - 32 dhe në VII (periudha jo e përfunduar) - 17 elementë.
Tre periudhat e para quhen periudha të vogla, secila prej tyre përbëhet nga një rresht horizontale; pjesa tjetër - në periudha të mëdha, secila prej të cilave (përjashtuar periudhën VII) përbëhet nga dy rreshta horizontale - madje (e sipërme) dhe e çuditshme (më e ulët). Vetëm metalet janë në rreshtat e barabartë të periudhave të mëdha. Karakteristikat e elementeve në këto rreshta ndryshojnë pak me rritjen e numrit serik. Karakteristikat e elementeve në rreshtat e çuditshme të periudhave të mëdha ndryshojnë. Në periudhën VI, lanthanum u pasua nga 14 elementë, shumë të ngjashëm në vetitë kimike. Këta elementë, të quajtur lanthanides, janë renditur veçmas poshtë tabelës kryesore. Actinides - elementët vijues të actinium janë paraqitur në tabelë në një mënyrë të ngjashme.
Ka nëntë grupe vertikale në tabelë. Numri i grupit, me përjashtime të rralla, është i barabartë me valencën më të lartë pozitive të elementeve të këtij grupi. Secili grup, duke përjashtuar zero dhe të tetë, ndahet në nëngrupe. - kryesore (e vendosur në të djathtë) dhe anësore. Në nëngrupet kryesore, me një rritje të numrit serik, rriten vetitë metalike të elementeve dhe dobësohen vetitë jometalike të elementeve.
Kështu, kimike dhe një numër i vetive fizike të elementeve përcaktohen nga vendi që zë ky element në tabelën periodike.
Elementet biogjene, domethënë elementët që përbëjnë organizmat dhe luajnë një rol të caktuar biologjik në të, zënë pjesën e sipërme të tabelës periodike. Qelizat e zëna nga elementët që përbëjnë pjesën më të madhe (më shumë se 99%) të materies së gjallë janë me ngjyrë blu, qelizat e zënë nga mikroelementet (shih) janë me ngjyrë rozë.
Tabela periodike e elementeve kimike është arritja më e madhe e shkencës moderne natyrore dhe një shprehje e gjallë e ligjeve më të përgjithshme dialektike të natyrës.
Shih gjithashtu, Pesha Atomike.
Tabela periodike e elementeve kimike është një klasifikim natyror i elementeve kimike të krijuar nga D.I.Mendeleev mbi bazën e ligjit periodik të zbuluar prej tij në 1869.
Në formulimin origjinal, ligji periodik i D. I. Mendeleev deklaroi: vetitë e elementeve kimike, si dhe format dhe vetitë e përbërjeve të tyre, varen periodikisht nga vlera e peshave atomike të elementeve. Më vonë, me zhvillimin e teorisë së strukturës së atomit, u tregua se një karakteristikë më e saktë e secilit element nuk është pesha e atomit (shiko), por vlera e ngarkesës pozitive të bërthamës së atomit të elementit, e barabartë me numrin rendor (atomik) të këtij elementi në sistemin periodik të D.I.Mendeleev ... Numri i ngarkesave pozitive në bërthamën e një atomi është i barabartë me numrin e elektroneve që rrethojnë bërthamën e një atomi, pasi atomet në tërësi janë neutrale elektrike. Në dritën e këtyre të dhënave, ligji periodik është formuluar si më poshtë: vetitë e elementeve kimike, si dhe format dhe vetitë e përbërjeve të tyre, varen periodikisht nga vlera e ngarkesës pozitive të bërthamave të atomeve të tyre. Kjo do të thotë që në një seri elementesh të vazhdueshme, të rregulluar sipas rendit të rritjes së ngarkesave pozitive të bërthamave të atomeve të tyre, elementët me veti të ngjashme do të përsëriten periodikisht.
Forma tabelare e tabelës periodike të elementeve kimike paraqitet në formën e saj moderne. Ai përbëhet nga periudha, rreshta dhe grupe. Periudha është një rresht sekuencial horizontal i elementeve të rregulluar në rendin rritës të ngarkesës pozitive të bërthamave të atomeve të tyre.
Në fillim të çdo periudhe (përveç të parës) ekziston një element me veti të theksuara metalike (metali alkalik). Pastaj, me rritjen e numrit serik, vetitë metalike dobësohen gradualisht dhe vetitë jometalike të elementeve rriten. Elementi i parafundit në secilën periudhë është një element me veti të theksuara jometalike (halogjen), dhe i fundit është një gaz inert. Periudha I përbëhet nga dy elemente, roli i një metali alkali dhe një halogjen luhet njëkohësisht nga hidrogjeni. Periudhat II dhe III përfshijnë secilin 8 elementë, të cilësuar nga Mendeleev si tipikë. Periudhat IV dhe V kanë 18 elementë secila, VI-32. Periudha VII nuk ka përfunduar ende dhe po plotësohet me elementë të krijuar artificialisht; aktualisht ka 17 elementë në këtë periudhë. Periudhat I, II dhe III quhen të vogla, secila prej tyre përbëhet nga një rresht horizontale, IV-VII janë të mëdha: ato (me përjashtim të VII) përfshijnë dy rreshta horizontale - madje (të sipërm) dhe të çuditshëm (më të ulët). Në madje rreshta të periudhave të mëdha, gjenden vetëm metale, dhe ndryshimi në vetitë e elementeve në një rresht nga e majta në të djathtë shprehet dobët.
Në seri të çuditshme të periudhave të mëdha, vetitë e elementeve në seri ndryshojnë në të njëjtën mënyrë si vetitë e elementeve tipikë. Në një rresht të barabartë të periudhës VI, pas lanthanum, ekzistojnë 14 elementë [të quajtur lanthanides (shih), lanthanides, elementë të rrallë të tokës], të ngjashëm në vetitë kimike me lanthanum dhe me njëri-tjetrin. Një listë e tyre jepet veçmas nën tabelë.
Elementet vijues të actinium - actinides (actinides) janë shkruar veçmas dhe renditur nën tabelë.
Në tabelën periodike të elementeve kimike, ekzistojnë nëntë grupe përgjatë vijave vertikale. Numri i grupit është i barabartë me valencën më të lartë pozitive (shih) të elementeve të këtij grupi. Përjashtimet janë fluori (ai mund të jetë negativisht monovalent) dhe brom (nuk mund të jetë heptavalent); përveç kësaj, bakri, argjendi, ari mund të shfaqin një valencë prej më shumë se +1 (Cu-1 dhe 2, Ag dhe Au-1 dhe 3), dhe të elementeve të grupit VIII, vetëm osmiumi dhe rutheniumi kanë një valencë prej +8. Secili grup, me përjashtim të tetë dhe zero, është i ndarë në dy nëngrupe: kryesore (e vendosur në të djathtë) dhe e mesme. Nën-grupet kryesore përfshijnë elemente dhe elementë tipikë të periudhave të mëdha, në ato sekondare - vetëm elemente të periudhave të mëdha dhe, për më tepër, metale.
Për sa i përket vetive kimike, elementët e secilës nëngrup të një grupi të caktuar ndryshojnë dukshëm nga njëri-tjetri, dhe vetëm valenca pozitive më e lartë është e njëjtë për të gjithë elementët e një grupi të caktuar. Në nëngrupet kryesore, nga lart poshtë, karakteristikat metalike të elementeve rriten dhe ato jo-metalike dobësohen (për shembull, franciumi është një element me vetitë më të theksuara metalike, dhe fluori është jo-metalik). Kështu, vendi i një elementi në sistemin periodik të Mendeleev (numri serial) përcakton vetitë e tij, të cilat janë mesatarja e vetive të elementeve fqinje vertikalisht dhe horizontalisht.
Disa grupe elementesh kanë emra të veçantë. Pra, elementët e nëngrupeve kryesore të grupit I quhen metale alkali, grupi II - metale tokësore alkaline, grupi VII - halogjene, elemente të vendosura prapa uraniumit - transuranik. Elementet që janë pjesë e organizmave, marrin pjesë në proceset metabolike dhe kanë një rol të theksuar biologjik, quhen elementë biogjenikë. Të gjithë ata zënë pjesën e sipërme të tryezës së DI Mendeleev. Këto janë kryesisht O, C, H, N, Ca, P, K, S, Na, Cl, Mg dhe Fe, të cilat përbëjnë pjesën më të madhe të lëndës së gjallë (më shumë se 99%). Vendet e zëna nga këta elementë në tabelën periodike janë me ngjyrë blu të lehta. Elementet biogjene, që janë shumë pak në trup (nga 10 -3 në 10 -14%), quhen mikroelemente (shih). Qelizat e sistemit periodik, të verdhë me ngjyrë, përmbajnë elemente gjurmë, rëndësia jetike e të cilave për njerëzit është vërtetuar.
Sipas teorisë së strukturës së atomeve (shiko Atom), vetitë kimike të elementeve varen kryesisht nga numri i elektroneve në guaskën e jashtme të elektroneve. Ndryshimi periodik në vetitë e elementeve me një rritje të ngarkesës pozitive të bërthamave atomike shpjegohet me përsëritjen periodike të strukturës së predhës së elektroneve të jashtme (niveli i energjisë) i atomeve.
Në periudha të vogla, me një rritje të ngarkesës pozitive të bërthamës, numri i elektroneve në guaskën e jashtme rritet nga 1 në 2 në periudhën e parë dhe nga 1 në 8 në periudhat II dhe III. Prandaj ndryshimi i vetive të elementeve në periudhën nga metali alkali në gaz inert. Predha e jashtme e elektroneve, që përmban 8 elektrone, është e plotë dhe energjikisht e qëndrueshme (elementët e grupit zero janë kimikisht inertë).
Në periudha të mëdha në madje rreshta, me një rritje të ngarkesës pozitive të bërthamave, numri i elektroneve në guaskën e jashtme mbetet konstante (1 ose 2) dhe guaska e dytë është e mbushur me elektrone jashtë. Prandaj ndryshimi i ngadaltë i vetive të elementeve në madje radhë. Në seri të çuditshme të periudhave të mëdha, me një rritje të ngarkesës bërthamore, guaska e jashtme është e mbushur me elektrone (nga 1 në 8) dhe vetitë e elementeve ndryshojnë në të njëjtën mënyrë si për elementët tipikë.
Numri i predhave të elektroneve në një atom është i barabartë me numrin e periudhës. Atomet e elementeve të nëngrupeve kryesore kanë në predhat e jashtme numrin e elektroneve të barabartë me numrin e grupit. Atomet e elementeve të nëngrupeve sekondare përmbajnë një ose dy elektrone në predhat e jashtme. Kjo shpjegon ndryshimin në vetitë e elementeve të nëngrupeve kryesore dhe dytësore. Numri i grupit tregon numrin e mundshëm të elektroneve që mund të marrin pjesë në formimin e lidhjeve kimike (valencë) (shiko Molekulën), prandaj elektronet e tilla quhen valencë. Për elementët e nëngrupeve anësore, valenca nuk është vetëm elektroni i predhave të jashtme, por edhe i atyre të parafundit. Numri dhe struktura e predhave të elektroneve tregohet në tabelën periodike bashkangjitur të elementeve kimike.
Ligji periodik i DI Mendeleev dhe sistemi i bazuar në të janë jashtëzakonisht i rëndësishëm në shkencë dhe praktikë. Ligji dhe sistemi periodik ishin baza për zbulimin e elementeve të reja kimike, përcaktimin e saktë të peshave të tyre atomike, zhvillimin e teorisë së strukturës së atomeve, vendosjen e ligjeve gjeokimike të shpërndarjes së elementeve në koren e tokës dhe zhvillimin e ideve moderne rreth materies së gjallë, përbërja e së cilës dhe rregullsitë përkatëse janë në përputhje me sistemin periodik. Aktiviteti biologjik i elementeve dhe përmbajtja e tyre në trup përcaktohen gjithashtu kryesisht nga vendi që ata zënë në sistemin periodik të Mendeleev. Pra, me një rritje të numrit serik në një numër grupesh, rritet toksiciteti i elementeve dhe zvogëlohet përmbajtja e tyre në trup. Ligji periodik është një shprehje e gjallë e ligjeve më të përgjithshme dialektike të zhvillimit të natyrës.
DI Mendeleev arriti në përfundimin se pronat e tyre duhet të përcaktohen nga disa karakteristika themelore të përgjithshme. Si një karakteristikë kaq themelore për një element kimik, ai zgjodhi masën atomike të elementit dhe formuloi shkurtimisht ligjin periodik (1869):
Karakteristikat e elementeve, si dhe vetitë e trupave të thjeshtë dhe të ndërlikuar të formuar prej tyre, në mënyrë periodike varen nga vlerat e peshave atomike të elementeve.
Merita e Mendeleev qëndron në faktin se ai e kuptonte varësinë e shfaqur si një ligj objektiv të natyrës, gjë që paraardhësit e tij nuk mund ta bënin. DI Mendeleev besonte se përbërja e komponimeve, vetitë e tyre kimike, pikat e vlimit dhe pikat e shkrirjes, struktura e kristaleve dhe të ngjashme, janë në varësi periodike nga masa atomike. Një kuptim i thellë i thelbit të varësisë periodike i dha Mendeleev mundësinë për të nxjerrë disa përfundime dhe supozime të rëndësishme.
Tabela periodike moderne
Së pari, nga 63 elementët e njohur në atë kohë, Mendeleev ndryshoi masën atomike prej pothuajse 20 elementeve (Be, In, La, Y, Ce, Th, U). Së dyti, ai parashikoi ekzistencën e rreth 20 elementeve të reja dhe la një vend për ta në tabelën periodike. Tre prej tyre, përkatësisht ekabor, ekaaluminium dhe ecasilicon, janë përshkruar në detaje të mjaftueshme dhe me saktësi befasuese. Kjo u konfirmua triumfalisht gjatë pesëmbëdhjetë viteve të ardhshme, kur u zbuluan elementët Gallium (ekaaluminium), skandiumi (ekabor) dhe Germanium (ekasilicium).
Ligji periodik është një nga ligjet themelore të natyrës. Ndikimi i tij në zhvillimin e botëkuptimit shkencor mund të krahasohet vetëm me ligjin e ruajtjes së masës dhe energjisë ose teorisë kuantike. Edhe në kohën e D.I.Mendeleev, ligji periodik u bë baza e kimisë. Zbulimet e mëtutjeshme të strukturës dhe fenomenit të izotopisë treguan se karakteristika kryesore sasiore e një elementi nuk është masa atomike, por ngarkesa bërthamore (Z). Në 1913, Moseley dhe Rutherford prezantuan konceptin e "numrit rendor të një elementi", numëruan të gjitha simbolet në sistemin periodik dhe treguan se klasifikimi i elementeve bazohet në numrin rendor të një elementi të barabartë me ngarkesën e bërthamave të atomeve të tyre.
Kjo deklaratë tani njihet si ligji i Moseley.
Prandaj, përkufizimi modern i ligjit periodik është formuluar si më poshtë:
Karakteristikat e substancave të thjeshta, si dhe format dhe vetitë e komponimeve të elementeve, në mënyrë periodike varen nga vlera e ngarkesës së bërthamave të tyre atomike (ose nga numri serik i elementit në sistemin periodik).
Strukturat elektronike të atomeve të elementeve tregojnë qartë se me një rritje të ngarkesës bërthamore, ndodh një përsëritje e rregullt periodike e strukturave elektronike, dhe kështu përsëritja e vetive të elementeve. Kjo pasqyrohet në tabelën periodike të elementeve, për të cilat janë propozuar disa qindra variante. Më shpesh, përdoren dy forma të tabelave - të shkurtuara dhe të zgjeruara, - që përmbajnë të gjithë elementët e njohur dhe kanë hapësirë \u200b\u200btë lirë për të mos hapur ende.
Secili element zë një qelizë të caktuar në tabelën periodike, e cila tregon simbolin dhe emrin e elementit, numrin serial të tij, masën atomike relative, dhe për elementët radioaktivë në kllapat katrore jepet numri masiv i izotopit më të qëndrueshëm ose të disponueshëm. Në tabelat moderne, shpesh jepen disa informacione të tjera referimi: densiteti, pikat e vlimit dhe shkrirjes së substancave të thjeshta, etj.
periudhat
Njësitë kryesore strukturore të sistemit periodik janë periudhat dhe grupet - agregatet natyrore në të cilat elementët kimikë ndahen sipas strukturave elektronike.
Një periudhë është një rresht vijues horizontal i elementeve në elektronet e atomeve të të cilëve mbushin të njëjtin numër të niveleve të energjisë.
Numri i periudhës përkon me numrin e nivelit të kuantit të jashtëm. Për shembull, kalciumi i elementit (4s 2) është në periudhën e katërt, domethënë, atomi i tij ka katër nivele energjie, dhe elektronet e valencës janë në nivelin e jashtëm, të katërt. Dallimi në sekuencën e mbushjes si të shtresave të jashtme ashtu edhe ato më afër thelbit të shtresave të elektroneve shpjegon arsyen e gjatësisë së ndryshme të periudhave.
Në atomet e elementeve s- dhe p, ndërtimi i nivelit të jashtëm po zhvillohet, në elementët d - elementi i dytë jashtë, dhe në elementët f - i treti jashtë nivelit të energjisë.
Prandaj, ndryshimi në vetitë manifestohet më qartë në elementet fqinje s- ose p. Në elementët d- dhe veçanërisht f të së njëjtës periudhë, ndryshimi në veti është më pak i rëndësishëm.
Siç është përmendur tashmë, në bazë të numrit të nënlivelit të energjisë të ndërtuar nga elektronet, elementët kombinohen në familje elektronike. Për shembull, në periudhat IV-VI ka familje që përmbajnë dhjetë elementë d: tre-familje (Sc-Zn), familje 4d (Y-Cd), familje 5d (La, Hf-Hg). Në periudhën e gjashtë dhe të shtatë, katërmbëdhjetë elementë secila përbëjnë familje f: familja 4f (Ce-Lu), e cila quhet lanthanide, dhe familja 5f (Th-Lr) - actinoid. Këto familje janë renditur nën tabelën periodike.
Tre periudhat e para quhen periudha të vogla, ose tipike, pasi vetitë e elementeve të këtyre periudhave janë bazë për shpërndarjen e të gjithë elementëve të tjerë në tetë grupe. Të gjitha periudhat e tjera, përfshirë edhe të shtatin, jo të plotë, quhen periudha të mëdha.
Të gjitha periudhat, përveç të parave, fillojnë me alkaline (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) dhe mbarojnë, me përjashtim të elementeve të shtatë, jo të plotë, të inertuar (Ai, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). Metalet Alkali kanë të njëjtin konfigurim elektronik të jashtëm ns 1, ku n - numri i periudhës. Elementet inerte, përveç heliumit (1s 2), kanë të njëjtën strukturë të shtresës së jashtme të elektroneve: ns 2 nf.6, d.m.th., analoge elektronike.
Rregullsia e konsideruar bën të mundur arritjen e konkluzionit:
Përsëritja periodike e të njëjtave konfigurime elektronike të shtresës së jashtme të elektroneve është arsyeja për ngjashmërinë e vetive fizike dhe kimike në elementet analoge, pasi është elektroni i jashtëm i atomeve që përcaktojnë kryesisht vetitë e tyre.
Në periudha të vogla tipike, me një rritje të numrit serik, vërehet një ulje graduale e metalit dhe një rritje e vetive jometalike, pasi rritet numri i elektroneve të valencës në nivelin e jashtëm të energjisë. Për shembull, atomet e të gjithë elementëve të periudhës së tretë kanë tre shtresa elektronike. Struktura e dy shtresave të brendshme është e njëjtë për të gjithë elementët e periudhës së tretë (1s 2 2s 2 2p 6), dhe struktura e shtresës së jashtme, të tretë, është e ndryshme. Kur kaloni nga secili element i mëparshëm në secilën pasues, ngarkesa e bërthamës atomike rritet me një dhe, në përputhje me rrethanat, numri i elektroneve të jashtme rritet. Si rezultat, tërheqja e tyre ndaj bërthamës rritet, dhe rrezja e atomit zvogëlohet. Kjo çon në një dobësim të vetive metalike dhe rritjen e atyre jometalike.
Periudha e tretë fillon me natriumin metalik shumë aktiv (11 Na - 3s 1), i ndjekur nga magnezi pak më pak aktiv (12 Mg - 3s 2). Të dy këta metale i përkasin familjes 3s. P-elementi i parë i periudhës së tretë është alumini (13 Al - 3s 2 3p 1), veprimtaria metalike e së cilës është më e vogël se ajo e magnezit, ka veti amfoterike, d.m.th në reagimet kimike mund të sillet si një jo metal. Kjo pasohet nga silikoni jometal (14 Si - 3s 2 3p 2), fosfori (15 P - 3s 2 3p 3), squfuri (16 S - 3s 2 3p 4), klori (17 Cl - 3s 2 3p 5). Karakteristikat e tyre jometalike janë përmirësuar nga Si në Cl, e cila është një jo-metalike aktive. Periudha përfundon me argonin e elementit inert (18 Ar - 3s 2 3p 6).
Brenda një periudhe, vetitë e elementeve ndryshojnë gradualisht, dhe gjatë kalimit nga periudha e mëparshme në tjetrën, vërehet një ndryshim i mprehtë i pronave, pasi fillon ndërtimi i një niveli të ri energjie.
Ndryshimi gradual i vetive është karakteristik jo vetëm për substancat e thjeshta, por edhe për komponimet komplekse, siç tregohet në Tabelën 1.
Tabela 1 - Disa veti të elementeve të periudhës së tretë dhe përbërjeve të tyre
| Familja elektronike | s-elemente | p-elemente | ||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Simboli i elementit | na | mg | Al | si | P | S | Cl | Ar |
| Ngarkimi bërthamor i një atomi | +11 | +12 | +13 | +14 | +15 | +16 | +17 | +18 |
| Konfigurimi elektronik i jashtëm | 3s 1 | 3s 2 | 3s 2 3p 1 | 3s 2 3p 2 | 3s 2 3p 3 | 3s 2 3p 4 | 3s 2 3p 5 | 3s 2 3p 6 |
| Rrezja atomike, nm | 0,189 | 0,160 | 0,143 | 0,118 | 0,110 | 0,102 | 0,099 | 0,054 |
| Valencë maksimale | unë | II | III | IV | V | VI | vii | — |
| Oksidet më të larta dhe vetitë e tyre | Na 2 O | MgO | Al 2 O 3 | SiO 2 | P 2 O 5 | SO 3 | Cl 2 O 7 | — |
| Karakteristikat themelore | Karakteristikat amfoterike | Karakteristikat acide | — | |||||
| Oksidon hidratet (bazat ose acidet) | NaOH | Mg (OH) 2 | Al (OH) 3 | H 2 SiO 3 | H 3 PO 4 | H 2 SO 4 | HClO 4 | — |
| bazë | Baza e dobët | Hidroksid amfoterik | Acidi i dobët | Acidi me forcë të mesme | Acid i fortë | Acid i fortë | — | |
| Përbërjet me hidrogjen | NaH | MgH 2 | AlH 3 | SiH 4 | PH 3 | H 2 S | HCl | — |
| Lëndë të ngurta të kripura | Lëndë të gazta | — | ||||||
Në periudha më të gjata, vetitë metalike dobësohen më ngadalë. Kjo për faktin se, duke filluar nga periudha e katërt, shfaqen dhjetë elementë d-tranzicioni, në të cilin nuk është ndërtuar jashtëm, por i dyti d-nënlëvizës i jashtëm, dhe në shtresën e jashtme të elementëve d-ekzistojnë një ose dy elektrone s, të cilat përcaktojnë në një farë mase vetitë e këtyre elementeve. Kështu, për elementët d, modeli bëhet disi më i ndërlikuar. Për shembull, në periudhën e pestë, vetitë metalike zvogëlohen gradualisht nga Rb alkaline, duke arritur forcën minimale për metalet e familjes platini (Ru, Rh, Pd).
Sidoqoftë, pas argjendit joaktiv Ag, vendoset Cd kadmiumi, në të cilin vërehet një rritje e papritur e vetive metalike. Më tej, me një rritje të numrit serik të një elementi, shfaqen vetitë jometalike dhe gradualisht rriten deri në jodin tipik jometal. Kjo periudhë, si të gjitha ato të mëparshme, përfundon me një gaz inert. Një ndryshim periodik i vetive të elementeve brenda periudhave të mëdha lejon që ato të ndahen në dy rreshta, në të cilat pjesa e dytë e periudhës përsërit të parën.
Grupet
Kolonat vertikale të elementeve në tabelën periodike - grupet përbëhen nga nëngrupe: kryesore dhe dytësore, ato nganjëherë shënohen me shkronjat A dhe B, përkatësisht.
Nën-grupet kryesore përfshijnë elementet s- dhe p, dhe ato dytësore - elementet d- dhe f të periudhave të mëdha.
Nëngrupi kryesor është një grup elementësh që vendosen vertikalisht në tabelën periodike dhe kanë të njëjtën konfigurim të shtresës së jashtme të elektroneve në atome.
Siç vijon nga përkufizimi i mësipërm, pozicioni i një elementi në nëngrupin kryesor përcaktohet nga numri i përgjithshëm i elektroneve (s- dhe p-) i nivelit të energjisë së jashtme të barabartë me numrin e grupit. Për shembull, squfuri (S - 3s) 2 3P 4 ), atomi i të cilit përmban gjashtë elektrone në nivelin e jashtëm, i përket nëngrupit kryesor të grupit të gjashtë, argonit (Ar - 3s 2 3P 6 ) - në nëngrupin kryesor të grupit të tetë, dhe strontium (Sr - 5s 2 ) - në nëngrupin IIA.
Elementet e një nëngrupi karakterizohen me veti të ngjashme kimike. Si shembull, merrni parasysh elementet e nëngrupeve IA dhe VІІA (Tabela 2). Me një rritje të ngarkesës bërthamore, numri i shtresave elektronike dhe rrezja e atomit rritet, por numri i elektroneve në nivelin e energjisë së jashtme mbetet konstante: për metalet alkali (nëngrupi IA) - një, dhe për halogjenet (nëngrupi VIIA) - shtatë. Meqenëse janë elektronet e jashtme që ndikojnë më shumë në vetitë kimike, është e qartë se secila prej grupeve të konsideruara të elementeve analoge ka veti të ngjashme.
Por brenda të njëjtit nëngrup, së bashku me ngjashmërinë e pronave, vërehet njëfarë ndryshimi. Pra, elementët e nëngrupit IA, të gjithë përveç H janë metale aktive. Por me një rritje të rrezes së atomit dhe numrit të shtresave elektronike që kontrollojnë ndikimin e bërthamës në elektronet e valencës, rriten vetitë metalike. Prandaj, Fr është një metal më aktiv se C, dhe C është më aktiv se R në, etj. Dhe në nëngrupin VIIA, për të njëjtën arsye, vetitë jometalike të elementeve dobësohen me një rritje të numrit serik. Prandaj, F është një jo-metal më aktiv në krahasim me Cl, dhe Cl është një jo-metal më aktiv në krahasim me Br, etj.
Tabela 2 - Disa karakteristika të elementeve ІA dhe VІІA-nëngrupe
| periudhë | nëngrup IA | nëngrup VIIA | ||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Simboli i elementit | Akuzë kryesore | Rrezja e atomit, nm | Simboli i elementit | Akuzë kryesore | Rrezja e atomit, nm | Konfigurimi elektronik i jashtëm | ||
| II | li | +3 | 0,155 | 2 s 1 | F | +9 | 0,064 | 2 s 2 2 f 5 |
| III | na | +11 | 0,189 | 3 s 1 | Cl | +17 | 0,099 | 3 s 2 3 f 5 |
| IV | K | +19 | 0,236 | 4 s 1 | br | 35 | 0,114 | 4 s 2 4 f 5 |
| V | Rb | +37 | 0,248 | 5 s 1 | unë | +53 | 0,133 | 5 s 2 5 f 5 |
| VI | Cs | 55 | 0,268 | 6 s 1 | në | 85 | 0,140 | 6 s 2 6 f 5 |
| vii | fr | +87 | 0,280 | 7 s 1 | — | — | — | — |
Një nëngrup anësor është një grup elementësh që vendosen vertikalisht në tabelën periodike dhe kanë të njëjtin numër elektronesh valence për shkak të ngritjes së pjesëve të jashtme s- dhe nivelit të dytë të nën-niveleve të energjisë d.
Të gjithë elementët e nëngrupeve dytësore i përkasin familjes d. Këto elemente nganjëherë quhen metale tranzicioni. Në nëngrupet anësore, pronat ndryshojnë më ngadalë, pasi në atomet e elementëve d, elektronet ndërtojnë të dytën nga niveli i energjisë së jashtme, dhe vetëm një ose dy elektrone janë në nivelin e jashtëm.
Pozicioni i pesë elementëve të parë d (nëngrupet IIIB-VIIB) të secilës periudhë mund të përcaktohet duke përdorur shumën e elektroneve të jashtëm dhe elektroneve të jashtëm të nivelit të dytë të jashtëm. Për shembull, nga formula elektronike e skandiumit (Sc - 4s 2 3d 1 ) shihet se është e vendosur në një nëngrup anësor (pasi është një element d) i grupit të tretë (pasi që shuma e elektroneve të valencës është tre), dhe mangani (Mn - 4s 2 3d 5 ) ndodhet në nëngrupin sekondar të grupit të shtatë.
Pozicioni i dy elementeve të fundit të secilës periudhë (nëngrupet IB dhe IIB) mund të përcaktohet nga numri i elektroneve në nivelin e jashtëm, pasi në atomet e këtyre elementeve niveli i mëparshëm është plotësisht i plotë. Për shembull, Ag (5s 1 5d 10) është vendosur në një nëngrup dytësor të grupit të parë, Zn (4s) 2 3d 10) - në një nëngrup sekondar të grupit të dytë.
Triadat Fe-Co-Ni, Ru-Rh-Pd dhe Os-Ir-Pt janë të vendosura në një nëngrup sekondar të grupit të tetë. Këto triada formojnë dy familje: hekuri dhe platinoidet. Përveç këtyre familjeve, veçohet veçmas familja e lanthanides (katërmbëdhjetë 4f-elemente) dhe familja e aktinideve (katërmbëdhjetë 5f-elementë). Këto familje i përkasin një nëngrupi sekondar të grupit të tretë.
Një rritje e vetive metalike të elementeve në nëngrupe nga lart poshtë, si dhe një ulje në këto veti brenda një periudhe nga e majta në të djathtë, shkaktojnë shfaqjen e një modeli diagonale në sistemin periodik. Pra, Be është shumë i ngjashëm me Al, B me Si, Ti në Nb. Kjo manifestohet qartë në faktin se në natyrë këto elemente formojnë minerale të ngjashme. Për shembull, në natyrë, Te gjithmonë ndodh me Nb, duke formuar minerale - titanoniobates.
Paraqitja grafike e Ligjit Periodik është Tabela Periodike (tabela). Rreshtat horizontale të sistemit quhen periudha, dhe kolonat vertikale quhen grupe.
Ekzistojnë 7 periudha në sistem (tabela), dhe numri i periudhës është i barabartë me numrin e shtresave elektronike në atomin e elementit, numrin e nivelit të energjisë së jashtme (valencës) dhe vlerën e numrit kryesor kuantik për nivelin më të lartë të energjisë. Do periudhë (përveç të parës) fillon me një element s - një metal alkali aktiv dhe përfundon me një gaz inert, përpara së cilës është një element p - një jo-metal aktiv (halogjen). Nëse lëvizim përgjatë periudhës nga e majta në të djathtë, atëherë me një rritje të ngarkesës së bërthamave të atomeve të elementeve kimike të periudhave të vogla, numri i elektroneve në nivelin e energjisë së jashtme do të rritet, si rezultat i të cilave vetitë e elementeve ndryshojnë - nga zakonisht metalike (pasi në fillim të periudhës ekziston një metal alkali aktiv), përmes amfoterik (elementi shfaq vetitë e metaleve dhe jometaleve) ndaj jometalit (jo metalik aktiv - halogjen në fund të periudhës), d.m.th. vetitë metalike dobësohen gradualisht dhe vetitë jometalike rriten.
Në periudha të mëdha, me një rritje të ngarkesës bërthamore, mbushja e elektroneve është më e ndërlikuar, gjë që shpjegon ndryshimin më kompleks të vetive të elementeve në krahasim me elementë të periudhave të vogla. Pra, në madje edhe në rreshta të periudhave të mëdha me një rritje të ngarkesës bërthamore, numri i elektroneve në nivelin e jashtëm të energjisë mbetet konstante dhe i barabartë me 2 ose 1. Prandaj, ndërsa mbushja me elektrone të nivelit tjetër pas nivelit të jashtëm (të dytë të jashtëm), vetitë e elementeve në madje rreshta ndryshojnë ngadalë. Kur kaloni në seri të çuditshme, me një rritje të vlerës së ngarkesës bërthamore, rritet numri i elektroneve në nivelin e energjisë së jashtme (nga 1 në 8), vetitë e elementeve ndryshojnë në të njëjtën mënyrë si në periudha të vogla.
PËRKUFIZIMI
Kolonat vertikale në Tabelën Periodike janë grupe elementësh me një strukturë të ngjashme elektronike dhe janë analoge kimike. Grupet shënohen me numra romakë nga I deri në VIII. Dallimet kryesore (A) dhe sekondare (B) dallohen, e para prej të cilave përmbajnë elemente s- dhe p, e dyta - d - elemente.
Nëngrupi numër A tregon numrin e elektroneve në nivelin e energjisë së jashtme (numri i elektroneve të valencës). Për elementët e nëngrupeve B, nuk ka asnjë lidhje të drejtpërdrejtë midis numrit të grupit dhe numrit të elektroneve në nivelin e energjisë së jashtme. Në nëngrupet A, karakteristikat metalike të elementeve rriten, dhe ato jometalike zvogëlohen me një rritje të ngarkesës së bërthamës së atomit të elementit.
Ekziston një marrëdhënie midis pozitës së elementeve në Tabelën Periodike dhe strukturës së atomeve të tyre:
- atomet e të gjithë elementëve të së njëjtës periudhë kanë një numër të barabartë të niveleve të energjisë, të mbushura pjesërisht ose plotësisht me elektrone;
- atomet e të gjithë elementëve të nëngrupeve A kanë një numër të barabartë të elektroneve në nivelin e energjisë së jashtme.
Plani i karakterizimit të një elementi kimik bazuar në pozicionin e tij në Tabelën Periodike
Zakonisht, karakterizimi i një elementi kimik bazuar në pozicionin e tij në Tabelën Periodike jepet sipas planit të mëposhtëm:
- tregoni simbolin e elementit kimik, si dhe emrin e tij;
- tregoni numrin serik, numrin e periudhës dhe grupin (llojin e nëngrupit) në të cilin ndodhet elementi;
- tregoni ngarkesën bërthamore, numrin e masës, numrin e elektroneve, protoneve dhe neutroneve në atom;
- regjistroni konfigurimin elektronik dhe tregoni elektronet e valencës;
- skiconi formulat elektronike-grafike për elektronet e valencës në tokë dhe gjendjet e ngazëllyera (nëse është e mundur);
- tregoni familjen e elementit, si dhe llojin e tij (metal ose jo metal);
- të krahasojnë vetitë e një substance të thjeshtë me vetitë e substancave të thjeshta të formuara nga elementë fqinj në një nëngrup;
- të krahasojnë vetitë e një substance të thjeshtë me vetitë e substancave të thjeshta të formuara nga elementë ngjitur me periudhën;
- tregoni formulat e oksideve dhe hidroksideve më të lartë me një përshkrim të shkurtër të vetive të tyre;
- tregoni vlerat e gjendjeve minimale dhe maksimale të oksidimit të një elementi kimik.
Karakterizimi i një elementi kimik me shembullin e magnezit (Mg)
Konsideroni karakteristikat e një elementi kimik duke përdorur shembullin e magnezit (Mg) sipas planit të përshkruar më sipër:
1. Mg - magnez.
2. Numri serik - 12. Elementi është në periudhën e 3-të, në grupin II, nëngrup A (kryesor).
3. Z \u003d 12 (ngarkesa bërthamore), M \u003d 24 (numri në masë), e \u003d 12 (numri i elektroneve), p \u003d 12 (numri i protoneve), n \u003d 24-12 \u003d 12 (numri i neutroneve).
4. 12 Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 - konfigurim elektronik, elektrone valence 3s 2.
5. Kushti themelor
Gjendje e ngazëllyer
6.s-element, metal.
7. Oksidi më i lartë - MgO - tregon vetitë themelore:
MgO + H 2 SO 4 \u003d MgSO 4 + H 2 O
MgO + N 2 O 5 \u003d Mg (NO 3) 2
Hidroksidi i magnezit është baza Mg (OH) 2, e cila shfaq të gjitha vetitë tipike të bazave:
Mg (OH) 2 + H 2 SO 4 \u003d MgSO 4 + 2H 2 O
8. Gjendja e oksidimit është "+2".
9. Karakteristikat metalike të magnezit janë më të theksuara se ato të berylliumit, por më të dobëta se ato të kalciumit.
10. Karakteristikat metalike të magnezit janë më pak të theksuara se ajo e natriumit, por më e fortë se ajo e aluminit (elementë fqinj të periudhës së 3-të).
Shembuj të zgjidhjes së problemit
SHEMBULL 1
| Detyrë | Karakterizoni squfurin e elementit kimik në bazë të pozicionit të tij në D.I. Mendeleev |
| vendim | 1. S - squfur. 2. Numri serik është 16. Elementi është në periudhën e 3-të, në grupin VI, nëngrup A (kryesor). 3. Z \u003d 16 (ngarkesa bërthamore), M \u003d 32 (numri në masë), e \u003d 16 (numri i elektroneve), p \u003d 16 (numri i protoneve), n \u003d 32-16 \u003d 16 (numri i neutroneve). 4.16 S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 - konfigurimi elektronik, elektronet e valencës 3s 2 3p 4. 5. Kushti themelor Gjendje e ngazëllyer 6.p-element, jo metal. 7. Oksidi më i lartë - SO 3 - shfaq veti acide: SO 3 + Na 2 O \u003d Na 2 SO 4 8. Hidroksidi që korrespondon me oksidin më të lartë - H 2 SO 4 shfaq veti acidike: H 2 SO 4 + 2NaOH \u003d Na 2 SO 4 + 2H 2 O 9. Gjendja minimale e oksidimit është "-2", maksimumi është "+6" 10. Karakteristikat jometalike të squfurit janë më pak të theksuara se ajo e oksigjenit, por më e fortë se ajo e selenit. 11. Karakteristikat jometalike të squfurit janë më të theksuara se ato të fosforit, por më të dobëta se ato të klorit (elementë fqinj në periudhën e 3-të). |
SHEMBULL 2
| Detyrë | Karakterizoni natriumin e elementit kimik bazuar në pozicionin e tij në D.I. Mendeleev |
| vendim | 1. Na - natrium. 2. Numri sekuencial - 11. Elementi është në periudhën e 3-të, në grupin I, A nëngrup (kryesor). 3. Z \u003d 11 (ngarkesa bërthamore), M \u003d 23 (numri në masë), e \u003d 11 (numri i elektroneve), p \u003d 11 (numri i protoneve), n \u003d 23-11 \u003d 12 (numri i neutroneve). 4.11 Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 - konfigurim elektronik, elektrone valence 3s 1. 5. Kushti themelor 6.s-element, metal. 7. Oksidi më i lartë - Na 2 O - tregon vetitë themelore: Na 2 O + SO 3 \u003d Na 2 SO 4 Si hidroksid natriumi, korrespondon baza NaOH, e cila shfaq të gjitha vetitë tipike të bazave: 2NaOH + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2H 2 O 8. Gjendja e oksidimit është "+1". 9. Karakteristikat metalike të natriumit janë më të theksuara se ato të litiumit, por më të dobëta se ato të kaliumit. 10. Karakteristikat metalike të natriumit janë më të theksuara se ato të magnezit (një element fqinj i periudhës së 3-të). |
Përbërja e atomit.
Një atom përbëhet nga bërthama atomike dhe guaskë elektronike.
Bërthama e një atomi përbëhet nga protone ( p +) dhe neutronet ( n 0). Shumica e atomeve të hidrogjenit kanë një bërthamë të vetme protoni.
Numri i protoneve N(p +) është e barabartë me ngarkesën bërthamore ( Z) dhe numrin rendor të një elementi në serinë natyrore të elementeve (dhe në tabelën periodike të elementeve).
N(p +) = Z
Shuma e numrit të neutroneve N(n 0), e shënuar thjesht nga letra N, dhe numri i protoneve Z i quajtur numër masiv dhe shënuar me shkresë DHE.
A = Z + N
Predha elektronike e një atomi përbëhet nga elektrone që lëvizin rreth bërthamës ( e -).
Numri i elektroneve N(e -) në guaskën elektronike të një atome neutrale është e barabartë me numrin e protoneve Z në thelbin e saj.
Masa e një protoni është afërsisht e barabartë me masën e një neutroni dhe është 1840 herë masa e një elektroni, kështu që masa e një atomi është praktikisht e barabartë me masën e një bërthame.
Forma e atomit është sferike. Rrezja e bërthamës është rreth 100,000 herë më e vogël se rrezja e atomit.
Element kimik - lloji i atomeve (një grup atomesh) me të njëjtën ngarkesë bërthamore (me të njëjtin numër protonesh në bërthamë).
izotop - një grup i atomeve të një elementi me të njëjtin numër të neutroneve në bërthamë (ose llojin e atomeve me të njëjtin numër protone dhe të njëjtin numër të neutroneve në bërthamë).
Izotopë të ndryshëm ndryshojnë nga njëri-tjetri në numrin e neutroneve në bërthamat e atomeve të tyre.
Emërtimi i një atomi të vetëm ose izotopi: (E është simboli i një elementi), për shembull:.
Struktura e predhës së elektroneve të një atomi
Orbitali atomik - gjendja e një elektroni në një atom. Simbol orbital -. Një re elektronike korrespondon me çdo orbital.
Orbitalet e atomeve të vërtetë në gjendjen tokësore (të paharruar) janë të katër llojeve: s, p, d dhe f.
Re elektronike - një pjesë e hapësirës në të cilën mund të gjendet një elektron me një probabilitet prej 90 (ose më shumë) përqind.
shënim: nganjëherë konceptet e "orbitalit atomik" dhe "reve elektronike" nuk dallohen, duke e quajtur të dy "orbitalin atomik".
Predha elektronike e atomit është e shtresuar. Shtresa elektronike formuar nga retë elektronike me të njëjtën madhësi. Orbitalet e formës me një shtresë niveli elektronik ("energjia"), energjitë e tyre janë të njëjta për atomin e hidrogjenit, por të ndryshme për atomet e tjerë.
Orbitale të ngjashme të të njëjtit nivel janë grupuar në elektronike (energjia) sublevels:
s- nënlëkurë (përbëhet nga një s-orbital), simbol -.
p- nën-niveli (përbëhet nga tre) p
d- nën-niveli (përbëhet nga pesë) d-orbitale), simbol -.
f- nënlëkurë (përbëhet nga shtatë f-orbitale), simbol -.
Energjitë e orbitaleve të një nënprefekti janë të njëjta.
Kur përcaktoni nënletë, numri i shtresës (shtresa elektronike) i shtohet simbolit të nënprefektit, për shembull: 2 s, 3p, 5d do të thotë s-niveli i nivelit të dytë, p- nën-niveli i nivelit të tretë, d-gjendje e nivelit të pestë.
Numri i përgjithshëm i nënliveve në një nivel është i barabartë me numrin e nivelit n... Numri i përgjithshëm i orbitaleve në një nivel është n 2. Prandaj, numri i përgjithshëm i reve në një shtresë është gjithashtu n 2 .
Përcaktimet: - orbital i lirë (pa elektrone), - orbital me një elektron të papajtuar, - orbital me një palë elektroni (me dy elektrone).
Rendi i mbushjes së orbitaleve të një atomi me elektrone përcaktohet nga tre ligje të natyrës (formulimet jepen në mënyrë të thjeshtuar):
1. Parimi i energjisë më pak - elektronet mbushin orbitale me qëllim të rritjes së energjisë orbitale.
2. Parimi i Pauli - në një orbital nuk mund të ketë më shumë se dy elektrone.
3. Rregulli i Hund - brenda kufijve të nivelit të nën-nivelit, elektronet së pari mbushin orbitale të lira (një në një kohë), dhe vetëm atëherë formojnë çifte elektronesh.
Numri i përgjithshëm i elektroneve në nivelin elektronik (ose në shtresën elektronike) është 2 n 2 .
Shpërndarja e nën-niveleve me energji shprehet si më poshtë (sipas rendit të rritjes së energjisë):
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p ...
Kjo sekuencë shprehet qartë në një diagram energjetik:
Shpërndarja e elektroneve të një atomi mbi nivele, nënlivete dhe orbitale (konfigurimi elektronik i një atomi) mund të përshkruhet si një formulë elektronike, një diagram energjie, ose, thjeshtuar, si një diagram i shtresave elektronike ("qark elektronik").
Shembuj të strukturës elektronike të atomeve:
Elektronet e valencës - elektronet e atomit, të cilët mund të marrin pjesë në formimin e lidhjeve kimike. Për çdo atom, këto janë të gjitha elektrone të jashtme plus ato elektrone para-jashtme, energjia e së cilës është më e madhe se ajo e jashtme. Për shembull: një atom Ca ka elektrone të jashtme - 4 s 2, ato janë gjithashtu valencë; atomi Fe ka elektrone të jashtme - 4 s 2, por ka 3 d 6, pra atomi i hekurit ka 8 elektrone valence. Formula elektronike e valencës së atomit të kalciumit është 4 s 2, dhe atomi i hekurit - 4 s 2 3d 6 .
Tabela periodike e elementeve kimike D. I. Mendeleev
(sistemi natyror i elementeve kimike)
Ligji periodik i elementeve kimike (formulim modern): vetitë e elementeve kimike, si dhe substancave të thjeshta dhe komplekse të formuara prej tyre, në mënyrë periodike varen nga vlera e ngarkesës nga bërthamat atomike.
Sistemi periodik - shprehje grafike e ligjit periodik.
Gama natyrale e elementeve kimike - një seri elementësh kimikë, të rregulluar sipas numrit në rritje të protoneve në bërthamat e atomeve të tyre, ose, i cili është i njëjtë, sipas akuzave në rritje të bërthamave të këtyre atomeve. Numri rendor i një elementi në këtë rresht është i barabartë me numrin e protoneve në bërthamën e ndonjë atomi të këtij elementi.
Tabela e elementeve kimike ndërtohet duke "prerë" serinë natyrale të elementeve kimike në periudhat (rreshtat horizontale të tabelës) dhe grupimet (kolonat vertikale të tabelës) të elementeve me një strukturë të ngjashme elektronike të atomeve.
Në varësi të metodës së kombinimit të elementeve në grupe, tabela mund të jetë periudhë e gjatë (elementë me të njëjtin numër dhe lloj të elektroneve të valencës janë mbledhur në grupe) dhe periudhë e shkurtër (elementë me të njëjtin numër elektronesh valence mblidhen në grupe).
Grupet e tabelës për periudhë të shkurtër ndahen në nëngrupe ( kryesor dhe anë) që përputhen me grupet e tabelës së periudhës së gjatë.
Të gjithë atomet e elementeve të së njëjtës periudhë kanë të njëjtin numër shtresash elektronike të barabarta me numrin e periudhës.
Numri i elementeve në periudhat: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Shumica e elementeve të periudhës së tetë janë marrë artificialisht, elementët e fundit të kësaj periudhe nuk janë sintetizuar ende. Të gjitha periudhat, përveç asaj të parë, fillojnë me një element që formon një metal alkali (Li, Na, K, etj.), Dhe përfundon me një element që formon një gaz fisnik (Ai, Ne, Ar, Kr, etj.).
Në tabelën e periudhave të shkurtra ka tetë grupe, secila prej të cilave është e ndarë në dy nëngrupe (kryesore dhe dytësore), në tabelën me periudha të gjata ka gjashtëmbëdhjetë grupe, të cilat numërohen në numra romakë me shkronjat A ose B, për shembull: IA, IIIB, VIA, VIIB. Grupi IA i tabelës së periudhës së gjatë korrespondon me nëngrupin kryesor të grupit të parë të tabelës së periudhës së shkurtër; grupi VIIB - një nëngrup anësor i grupit të shtatë: pjesa tjetër janë të ngjashme.
Karakteristikat e elementeve kimikë ndryshojnë natyrshëm në grupe dhe periudha.
Në periudha (me një rritje të numrit serik)
- ngarkesa e bërthamës rritet,
- rritet numri i elektroneve të jashtme,
- rrezja e atomeve zvogëlohet,
- forca e lidhjes midis elektroneve dhe bërthamës (energjia e jonizimit) rritet,
- rritet elektronegativiteti,
- janë përmirësuar vetitë oksiduese të substancave të thjeshta ("jometaliteti"),
- vetitë zvogëluese të substancave të thjeshta ("metaliteti") dobësohen,
- dobëson karakterin themelor të hidroksideve dhe oksideve përkatëse,
- rritet karakteri acid i hidroksideve dhe oksideve përkatëse.
Në grupe (me numër serial në rritje)
- ngarkesa e bërthamës rritet,
- rrezja e atomeve rritet (vetëm në grupet A),
- forca e lidhjes së elektroneve me bërthamën zvogëlohet (energjia e jonizimit; vetëm në grupet A),
- ul elektronegativitetin (vetëm në grupet A),
- vetitë oksiduese të substancave të thjeshta dobësohen ("jometaliteti"; vetëm në grupet A),
- janë përmirësuar vetitë zvogëluese të substancave të thjeshta ("metaliteti"; vetëm në grupet A),
- rritet karakteri themelor i hidroksideve dhe oksideve përkatëse (vetëm në grupet A),
- natyra acidike e hidroksideve dhe oksideve përkatëse dobësohet (vetëm në grupet A),
- stabiliteti i komponimeve të hidrogjenit zvogëlohet (aktiviteti i tyre reduktues rritet; vetëm në grupet A).
Problemet dhe provat me temën "Tema 9." Struktura e atomit. Ligji Periodik i DI Mendeleev dhe Tabela Periodike e Elementeve Kimike (PSKhE) "".
- Ligji periodik - Ligji periodik dhe struktura e klasave të atomeve 8-9
Ju duhet të dini: ligjet e mbushjes së orbitaleve me elektrone (parimi i më pak energji, parimi i Pauli, rregulli i Hund), struktura e tabelës periodike të elementeve.Ju duhet të jeni në gjendje të: përcaktoni përbërjen e një atomi sipas pozicionit të një elementi në sistemin periodik, dhe, anasjelltas, të gjeni një element në sistemin periodik, duke ditur përbërjen e tij; të përshkruaj diagramin e strukturës, konfigurimin elektronik të një atomi, joni dhe, anasjelltas, për të përcaktuar pozicionin e një elementi kimik në PSCE sipas diagramin dhe konfigurimit elektronik; të karakterizojë elementin dhe substancat e formuara prej tij nga pozicioni i tij në PSCE; përcaktojnë ndryshimet në rrezen e atomeve, vetitë e elementeve kimike dhe substancave që ato formojnë brenda një periudhe dhe një nëngrupi kryesor të sistemit periodik.
Shembulli 1. Përcaktoni numrin e orbitaleve në nivelin e tretë elektronik. Cilat janë këto orbitale?
Për të përcaktuar numrin e orbitaleve, ne përdorim formulën N orbitale \u003d n 2, ku n - numri i nivelit. N orbitale \u003d 3 2 \u003d 9.One 3 s-, tre 3 p- dhe pesë 3 d-orbitals.Shembulli 2. Përcaktoni se cili atom i cili element ka një formulë elektronike 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
Për të përcaktuar se cili element është, është e nevojshme të zbuloni numrin serial të tij, i cili është i barabartë me numrin e përgjithshëm të elektroneve të atomit. Në këtë rast: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 \u003d 13. Ky është alumini.Pasi të siguroheni se gjithçka që ju nevojitet është mësuar, vazhdoni me detyrat. Ju urojmë çdo sukses.
Leximi i rekomanduar:- OS Gabrielyan dhe të tjerët.Kimi 11 klasa. M., Bustard, 2002;
- G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. Kimi 11 kl. M., Edukimi, 2001.
Tabela periodike e elementeve kimike është një klasifikim i elementeve kimike bazuar në disa tipare strukturore të atomeve të elementeve kimike. Wasshtë hartuar në bazë të Ligjit Periodik, i zbuluar në 1869 nga D.I.Mendeleev. Në atë kohë, Tabela Periodike përfshinte 63 elemente kimike dhe ishte e ndryshme nga pamja nga ajo moderne. Tani Tabela Periodike përfshin rreth njëqind e njëzet elemente kimike.
Tabela periodike është përpiluar në formën e një tabele në të cilën elementet kimike janë rregulluar në një renditje specifike: ndërsa masat e tyre atomike rriten. Tani ka shumë lloje të imazheve të Tabelës Periodike. Imazhi më i zakonshëm është në formën e një tabele me rregullimin e elementeve nga e majta në të djathtë.
Të gjithë elementët kimikë në Tabelën Periodike janë të kombinuara në periudha dhe grupe. Sistemi periodik përfshin shtatë periudha dhe tetë grupe. Periudhat janë rreshta horizontale të elementeve kimike, në të cilat vetitë e elementeve ndryshojnë nga metali tipik në jo-metalik. Kolonat vertikale të elementeve kimike, të cilat përmbajnë elemente me veti të ngjashme kimike, formojnë grupe të elementeve kimike.
Periudha e parë, e dytë dhe e tretë quhen të vogla, pasi ato përmbajnë një numër të vogël elementesh (e para - dy elemente, e dyta dhe e treta - tetë elementë secila). Elementet e periudhës së dytë dhe të tretë quhen tipike, pronat e tyre ndryshojnë rregullisht nga një metal tipik në një gaz inert.
Të gjitha periudhat e tjera quhen të mëdha (e katërta dhe e pesta përmbajnë 18 elementë secila, elementi i gjashtë - 32 dhe i shtati - 24). Elementet që ndodhen brenda periudhave të mëdha në fund të çdo rreshti shfaqin një ngjashmëri të veçantë në vetitë. Këto janë të ashtuquajturat triada: Ferum - Kobalt - Nichol, duke formuar familjen e hekurit, dhe dy të tjerë: Ruthenium - Rhodium - Palladium dhe Osmium - Iridium - Platinum, të cilat formojnë familjen e metaleve platin (platinoidet).
Në fund të tryezës së DI Mendeleev gjenden elementët kimikë që formojnë familjen lanthanide dhe familjen actinide. Të gjithë këta elementë i përkasin zyrtarisht grupit të tretë dhe vijnë pas elementeve kimike lanthanum (numri 57) dhe actinium (numri 89).
Tabela periodike e elementeve përmban dhjetë rreshta. Periudhat e vogla (e para, e dyta dhe e treta) përbëhen nga një rresht, periudhat e mëdha (e katërta, e pesta dhe e gjashta) përmbajnë secila nga dy rreshta. Në periudhën e shtatë ekziston një rresht.
Do periudhë e madhe përbëhet nga rreshta të çuditshme dhe madje. Rreshtat e çiftuar përmbajnë elemente metalike, rreshtat e çuditshëm ndryshojnë vetitë e elementeve si në elementet standarde, d.m.th. nga metali në të theksuar jometal.
Secili grup i tryezës së DI Mendeleev përbëhet nga dy nëngrupe: kryesore dhe dytësore. Nën-grupet kryesore përfshijnë elemente të periudhave të vogla dhe të mëdha, dmth, nëngrupet kryesore fillojnë me periudhën e parë ose të dytë. Nëngrupet anësore përfshijnë elemente vetëm të periudhave të mëdha, d.m.th. nëngrupet anësore fillojnë vetëm nga periudha e katërt.