جدول تناوبی مواد شیمیایی قانون تناوبی D.I. مندلیف و سیستم تناوبی عناصر شیمیایی. توسعه بیشتر سیستم

از ردیف های عمودی (گروه ها) و ردیف های افقی (دوره ها) تشکیل شده است. برای درک بهتر اصول ترکیب عناصر در گروه ها و دوره ها، چند عنصر را بررسی می کنیم، مثلاً گروه اول، چهارم و هفتم.

از پیکربندی‌های الکترونیکی بالا، می‌توان دریافت که لایه‌های الکترونی بیرونی (بالاترین انرژی) اتم‌های همان گروه با الکترون‌ها به همین ترتیب پر شده‌اند. عناصر واقع در یک ستون عمودی جدول متعلق به یک گروه هستند. عناصر گروه IVA جدول تناوبی دارای دو الکترون در اوربیتال s و دو الکترون در اوربیتال p هستند. پیکربندی لایه الکترونی بیرونی اتم های فلوئور F، کلر Cl و برم Br نیز یکسان است (دو الکترون s و پنج p). و این عناصر متعلق به همان گروه (VIIA) هستند. اتم های عناصر یک گروه دارای ساختار یکسانی با لایه الکترونی بیرونی هستند. به همین دلیل است که چنین عناصری خواص شیمیایی مشابهی دارند. خواص شیمیایی هر عنصر توسط ساختار الکترونیکی اتم های این عنصر تعیین می شود . این اصل اساسی شیمی مدرن است. این اوست که زیربنای سیستم تناوبی است.

شماره گروه سیستم تناوبی با تعداد الکترون های لایه الکترونی بیرونی مطابقت دارد اتم های عناصر این گروه تعداد دوره (ردیف افقی جدول تناوبی) با تعداد بالاترین اوربیتال الکترونی اشغال شده منطبق است.به عنوان مثال، سدیم و کلر هر دو عنصر دوره سوم هستند و هر دو نوع اتم دارای بالاترین سطح، پر از الکترون، سطح سوم هستند.

به بیان دقیق، تعداد الکترون‌ها در پوسته الکترونی بیرونی، تعداد گروه را فقط برای عناصر به اصطلاح غیر انتقالی که در گروه‌هایی با شاخص حرف A قرار دارند، تعیین می‌کند.

ساختار الکترونیکی اتم ها خواص شیمیایی و فیزیکی عناصر را تعیین می کند. و از آنجایی که ساختار الکترونیکی اتم ها در یک دوره تکرار می شود، پس خواص عناصر نیز به صورت دوره ای تکرار می شوند.

قانون تناوبی D.I. مندلیف فرمول زیر را دارد: "خواص عناصر شیمیایی، و همچنین شکل ها و خواص مواد و ترکیبات ساده ای که تشکیل می دهند، در یک وابستگی دوره ای به بزرگی بارهای هسته اتم های آنها است.".

اندازه اتم ها

ما باید روی دو نوع دیگر از اطلاعات به دست آمده از جدول تناوبی بمانیم. اولین مورد از اینها مسئله اندازه (شعاع) اتم ها است. اگر در یک گروه معین به سمت پایین حرکت کنید، انتقال به هر عنصر بعدی به معنای پر کردن سطح بالاتر بعدی با الکترون است. در گروه IA، الکترون خارجی اتم سدیم در اوربیتال 3s، پتاسیم در اوربیتال 4s، روبیدیم در اوربیتال 5s و غیره. از آنجایی که اوربیتال 4s بزرگتر از اوربیتال 3s است، اتم پتاسیم بزرگتر از اتم سدیم به همان دلیل در هر گروه، اندازه اتم ها از بالا به پایین افزایش می یابد .

هنگام حرکت به سمت راست در یک دوره، جرم اتمی افزایش می یابد، اما اندازه اتم ها، به عنوان یک قاعده، کاهش می یابد. به عنوان مثال، در دوره دوم، اتم نئون Ne از اتم فلوئور کوچکتر است، که به نوبه خود از اتم اکسیژن کوچکتر است.

الکترونگاتیوی

روند دیگری که با استفاده از جدول تناوبی آشکار شد، تغییر منظم در الکترونگاتیوی عناصر است، یعنی توانایی نسبی اتم ها برای جذب الکترون هایی که با اتم های دیگر پیوند ایجاد می کنند. برای مثال، اتم‌های گاز بی‌اثر تمایلی به گرفتن یا از دست دادن الکترون ندارند، در حالی که اتم‌های فلز به راحتی الکترون اهدا می‌کنند و اتم‌های غیرفلز به راحتی آن‌ها را می‌پذیرند. الکترونگاتیوی (توانایی جذب، به دست آوردن الکترون) از چپ به راست در یک دوره و از پایین به بالا در یک گروه افزایش می یابد.گروه آخر (گازهای بی اثر) از این قاعده ها خارج می شوند.

فلوئور F، که در گوشه سمت راست بالای جدول تناوبی قرار دارد، الکترونگاتیوترین عنصر است، در حالی که فرانسیم Fr، واقع در گوشه پایین سمت چپ، کمترین الکترونگاتیو را دارد. تغییر در الکترونگاتیوی نیز با فلش های شکل نشان داده شده است. با استفاده از این الگو، برای مثال، می توان استدلال کرد که اکسیژن عنصر الکترونگاتیو تری نسبت به کربن یا گوگرد است. این بدان معناست که اتم‌های اکسیژن، الکترون‌ها را قوی‌تر از اتم‌های کربن و گوگرد به سمت خود جذب می‌کنند.

اولین مقیاس الکترونگاتیوی اتمی نسبی پاولینگ از 0.7 برای اتم های فرانسیم تا 4.0 برای اتم های فلوئور متغیر است.

ساختار الکترونیکی گازهای بی اثر

عناصر گروه آخر سیستم تناوبی را گازهای بی اثر (نجیب) می نامند. در اتم های این عناصر، علاوه بر هلیوم He، هشت الکترون در لایه بیرونی الکترونی وجود دارد. گازهای بی اثر وارد واکنش های شیمیایی نمی شوند و هیچ ترکیبی با عناصر دیگر تشکیل نمی دهند (به جز موارد بسیار کمی). این به این دلیل است که پیکربندی هشت الکترون روی پوسته الکترونی خارجی بسیار پایدار است.

اتم های عناصر دیگر پیوندهای شیمیایی تشکیل می دهند به گونه ای که هشت الکترون در لایه بیرونی خود دارند. این موقعیت اغلب نامیده می شود قانون هشتگانه .

سیستم تناوبی مجموعه ای منظم از عناصر شیمیایی است، طبقه بندی طبیعی آنها، که بیانی گرافیکی (جدولی) از قانون تناوبی عناصر شیمیایی است. ساختار آن، از بسیاری جهات شبیه به ساختار مدرن، توسط D.I. Mendeleev بر اساس قانون تناوبی در 1869-1871 ایجاد شد.

نمونه اولیه سیستم تناوبی "آزمایش سیستمی از عناصر بر اساس وزن اتمی و شباهت شیمیایی آنها" بود که توسط D.I. Mendeleev در 1 مارس 1869 گردآوری شد. به مدت دو سال و نیم، دانشمند به طور مداوم "تجربه سیستم»، مفهوم گروه ها، سری ها و دوره های عناصر را معرفی کرد. در نتیجه، ساختار سیستم تناوبی از بسیاری جهات خطوط کلی مدرن را به دست آورد.

برای تکامل آن مفهوم مکان یک عنصر در سیستم مهم بود که توسط اعداد گروه و دوره تعیین می شد. بر اساس این مفهوم، مندلیف به این نتیجه رسید که تغییر جرم اتمی برخی از عناصر ضروری است: اورانیوم، ایندیم، سریم و ماهواره های آن. این اولین کاربرد عملی سیستم تناوبی بود. مندلیف همچنین اولین کسی بود که وجود و خواص چندین عنصر ناشناخته را پیش بینی کرد. این دانشمند مهمترین خواص اکالومینیم (گالیوم آینده)، اکابور (اسکاندیم) و اکاسیلیکن (ژرمانیوم) را به تفصیل شرح داد. علاوه بر این، او وجود آنالوگ های منگنز (تکنسیوم و رنیم آینده)، تلوریم (پلونیوم)، ید (استاتین)، سزیم (فرانسیوم)، باریم (رادیوم)، تانتالم (پروتاکتینیم) را پیش بینی کرد. پیش‌بینی‌های دانشمند در مورد این عناصر ماهیت کلی داشتند، زیرا این عناصر در مناطقی از سیستم تناوبی قرار داشتند که کمتر مورد مطالعه قرار گرفته بودند.

اولین نسخه های سیستم تناوبی از بسیاری جهات فقط یک تعمیم تجربی را نشان می داد. از این گذشته ، معنای فیزیکی قانون تناوبی روشن نبود ، هیچ توضیحی در مورد دلایل تغییر دوره ای در خواص عناصر بسته به افزایش جرم اتمی وجود نداشت. در نتیجه بسیاری از مشکلات حل نشده باقی ماندند. آیا سیستم تناوبی محدودیت هایی دارد؟ آیا می توان تعداد دقیق عناصر موجود را تعیین کرد؟ ساختار دوره ششم نامشخص ماند - مقدار دقیق عناصر کمیاب خاکی چقدر است؟ مشخص نبود که آیا هنوز عناصری بین هیدروژن و لیتیوم وجود دارد، ساختار دوره اول چگونه است. بنابراین، درست تا اثبات فیزیکی قانون تناوبی و توسعه نظریه سیستم تناوبی، مشکلات جدی بیش از یک بار به وجود آمد. کشف غیرمنتظره در 1894-1898 بود. پنج گاز بی اثر که به نظر می رسید جایی در جدول تناوبی ندارند. این مشکل به لطف ایده گنجاندن یک گروه صفر مستقل در ساختار سیستم تناوبی حذف شد. کشف انبوه عناصر رادیویی در اواخر قرن 19 و 20. (تا سال 1910 تعداد آنها حدود 40 نفر بود) منجر به تضاد شدید بین نیاز به قرار دادن آنها در سیستم تناوبی و ساختار موجود آن شد. برای آنها در دوره ششم و هفتم تنها 7 جای خالی بود. این مشکل در نتیجه ایجاد قوانین شیفت و کشف ایزوتوپ ها حل شد.

یکی از دلایل اصلی عدم امکان توضیح معنای فیزیکی قانون تناوبی و ساختار نظام تناوبی این بود که معلوم نبود اتم چگونه چیده شده است (به اتم مراجعه کنید). مهمترین نقطه عطف در توسعه سیستم تناوبی، ایجاد مدل اتمی توسط E. Rutherford (1911) بود. بر اساس آن، دانشمند هلندی A. Van den Broek (1913) پیشنهاد کرد که عدد ترتیبی یک عنصر در سیستم تناوبی از نظر عددی برابر با بار هسته اتم آن (Z) است. این به طور تجربی توسط دانشمند انگلیسی G. Moseley (1913) تأیید شد. قانون تناوبی یک توجیه فیزیکی دریافت کرد: تناوب تغییرات در خواص عناصر بسته به Z - بار هسته یک اتم یک عنصر و نه بر روی جرم اتمی در نظر گرفته شد (به قانون تناوبی عناصر شیمیایی مراجعه کنید). .

در نتیجه ساختار سیستم تناوبی به میزان قابل توجهی تقویت شده است. حد پایین سیستم مشخص شده است. این عنصر هیدروژن است، عنصری با حداقل Z = 1. تخمین دقیق تعداد عناصر بین هیدروژن و اورانیوم ممکن شده است. "شکاف" در سیستم تناوبی، مربوط به عناصر ناشناخته با Z = 43، 61، 72، 75، 85، 87 شناسایی شد. تغییر دوره ای در خواص عناصر مشخص نشد بسته به Z.

بر اساس ساختار تثبیت شده سیستم تناوبی و نتایج مطالعه طیف های اتمی، دانشمند دانمارکی N. Bohr در 1918-1921. ایده هایی در مورد توالی ساخت پوسته های الکترونی و زیر پوسته ها در اتم ها ایجاد کرد. این دانشمند به این نتیجه رسید که انواع مشابهی از تنظیمات الکترونیکی پوسته بیرونی اتم ها به طور دوره ای تکرار می شوند. بنابراین، نشان داده شد که تناوب تغییرات در خواص عناصر شیمیایی با وجود تناوب در ساخت پوسته های الکترونی و زیر پوسته اتم ها توضیح داده می شود.

سیستم تناوبی بیش از 100 عنصر را پوشش می دهد. از این میان، تمام عناصر ترانس اورانیوم (Z = 93-110)، و همچنین عناصر با Z = 43 (تکنسیوم)، 61 (پرومتیم)، 85 (استاتین)، 87 (فرانسیوم) به طور مصنوعی به دست آمدند. در طول کل تاریخ وجود سیستم تناوبی، تعداد بسیار زیادی (بیش از 500) از نمایش های گرافیکی آن، عمدتاً به صورت جداول و همچنین به صورت اشکال هندسی مختلف (مکانی و مسطح) ارائه شده است. منحنی های تحلیلی (مارپیچ و غیره) و غیره. رایج ترین آن ها میزهای کوتاه، نیمه بلند، بلند و نردبانی است. در حال حاضر، فرم کوتاه ترجیح داده می شود.

اصل اساسی ساختن نظام تناوبی، تقسیم آن به گروه ها و دوره هاست. مفهوم ردیف‌های عناصر مندلیف در حال حاضر مورد استفاده قرار نمی‌گیرد، زیرا فاقد معنای فیزیکی است. گروه ها نیز به نوبه خود به زیرگروه های اصلی (الف) و فرعی (ب) تقسیم می شوند. هر زیر گروه حاوی عناصر - آنالوگ های شیمیایی است. عناصر زیرگروه های a- و b در اکثر گروه ها نیز شباهت خاصی را بین خود نشان می دهند، عمدتاً در حالت های اکسیداسیون بالاتر که به طور معمول با تعداد گروه برابر است. دوره به مجموعه ای از عناصر گفته می شود که با یک فلز قلیایی شروع می شود و با یک گاز بی اثر ختم می شود (مورد خاص اولین دوره است). هر دوره شامل تعداد مشخصی از عناصر است. نظام ادواری شامل هشت گروه و هفت دوره است و دوره هفتم هنوز تکمیل نشده است.

خصوصیات عجیب و غریب اولیندوره در این واقعیت نهفته است که فقط 2 عنصر گازی به شکل آزاد دارد: هیدروژن و هلیوم. مکان هیدروژن در سیستم مبهم است. از آنجایی که ویژگی‌های مشترک با فلزات قلیایی و هالوژن‌ها را نشان می‌دهد، در زیرگروه 1a- یا Vlla یا هر دو به طور همزمان قرار می‌گیرد و نماد را در داخل پرانتز در یکی از زیر گروه‌ها محصور می‌کند. هلیوم اولین نماینده زیرگروه VIIIa است. برای مدت طولانی، هلیوم و تمام گازهای بی اثر به یک گروه صفر مستقل جدا شدند. این ماده پس از سنتز ترکیبات شیمیایی کریپتون، زنون و رادون نیاز به تجدید نظر داشت. در نتیجه، گازهای بی اثر و عناصر گروه VIII قبلی (آهن، کبالت، نیکل و فلزات پلاتین) در یک گروه ترکیب شدند.

دومیندوره شامل 8 عنصر است. با فلز قلیایی لیتیوم شروع می شود که تنها حالت اکسیداسیون آن +1 است. بعد بریلیم (فلز، حالت اکسیداسیون +2) می آید. بور در حال حاضر ویژگی فلزی ضعیفی را نشان می دهد و غیرفلزی است (حالت اکسیداسیون +3). در کنار بور، کربن یک غیر فلز معمولی است که هر دو حالت اکسیداسیون +4 و -4 را نشان می دهد. نیتروژن، اکسیژن، فلوئور و نئون همگی غیرفلز هستند و نیتروژن دارای بالاترین حالت اکسیداسیون 5+ مربوط به عدد گروه است. اکسیژن و فلوئور از جمله فعال ترین غیر فلزات هستند. نئون گاز بی اثر دوره را کامل می کند.

سومدوره (سدیم - آرگون) نیز شامل 8 عنصر است. ماهیت تغییر در خواص آنها تا حد زیادی شبیه به آنچه برای عناصر دوره دوم مشاهده شد است. اما ویژگی خاص خود را نیز دارد. بنابراین، منیزیم، بر خلاف بریلیم، فلزی تر است، و همچنین آلومینیوم در مقایسه با بور. سیلیکون، فسفر، گوگرد، کلر، آرگون همه غیر فلزات معمولی هستند. و همه آنها، به جز آرگون، بالاترین حالت های اکسیداسیون را برابر با تعداد گروه از خود نشان می دهند.

همانطور که می بینیم، در هر دو دوره، با افزایش Z، تضعیف مشخصی از فلز و تقویت خواص غیرفلزی عناصر مشاهده می شود. D. I. مندلیف عناصر دوره دوم و سوم (به قول او کوچک) را معمولی خواند. عناصر دوره های کوچک از رایج ترین عناصر در طبیعت هستند. کربن، نیتروژن و اکسیژن (به همراه هیدروژن) اندام زا هستند، یعنی عناصر اصلی مواد آلی.

تمام عناصر دوره اول تا سوم در زیر گروه های a قرار می گیرند.

چهارمدوره (پتاسیم - کریپتون) حاوی 18 عنصر است. به گفته مندلیف، این اولین دوره بزرگ است. پس از فلز قلیایی پتاسیم و فلز قلیایی خاکی کلسیم، یک سری عناصر متشکل از 10 فلز به اصطلاح واسطه (اسکاندیم - روی) می آید. همه آنها در زیرگروه های b قرار می گیرند. بیشتر فلزات واسطه، به جز آهن، کبالت و نیکل، حالت اکسیداسیون بالاتری برابر با تعداد گروه نشان می دهند. عناصری از گالیوم تا کریپتون به زیرگروه a تعلق دارند. تعدادی از ترکیبات شیمیایی برای کریپتون شناخته شده است.

پنجمدوره (روبیدیوم - زنون) در ساخت آن شبیه به دوره چهارم است. همچنین حاوی 10 فلز واسطه (ایتریوم - کادمیوم) است. عناصر این دوره ویژگی های خاص خود را دارند. در سه گانه روتنیوم - رودیوم - پالادیوم، ترکیباتی برای روتنیوم شناخته شده است که در آن حالت اکسیداسیون 8+ را نشان می دهد. همه عناصر زیرگروه های a بالاترین حالت های اکسیداسیون را برابر با عدد گروه نشان می دهند. ویژگی های تغییر در خواص عناصر دوره چهارم و پنجم با رشد Z در مقایسه با دوره دوم و سوم پیچیده تر است.

ششمدوره (سزیم - رادون) شامل 32 عنصر است. در این دوره، علاوه بر 10 فلز واسطه (لانتانیم، هافنیوم - جیوه)، مجموعه ای از 14 لانتانید - از سریم به لوتسیم نیز وجود دارد. عناصر سریم تا لوتسیم از نظر شیمیایی بسیار شبیه به هم هستند و به همین دلیل از دیرباز در خانواده عناصر کمیاب خاکی قرار گرفته اند. در شکل کوتاه سیستم تناوبی، سری لانتانید در سلول لانتانیم گنجانده شده است و رمزگشایی این سری در پایین جدول آورده شده است (به لانتانیدها مراجعه کنید).

ویژگی عناصر دوره ششم چیست؟ در سه گانه اسمیوم - ایریدیوم - پلاتین، حالت اکسیداسیون 8+ برای اسمیم شناخته شده است. استاتین دارای یک ویژگی فلزی نسبتاً برجسته است. رادون واکنش پذیرترین گاز در بین تمام گازهای بی اثر است. متأسفانه، به دلیل این واقعیت که این ماده بسیار رادیواکتیو است، شیمی آن کمی مورد مطالعه قرار گرفته است (به عناصر رادیواکتیو مراجعه کنید).

هفتمدوره با فرانسه شروع می شود مانند ششم باید دارای 32 عنصر باشد اما تا کنون 24 عنصر شناخته شده است.فرانسیوم و رادیوم به ترتیب از عناصر زیرگروه Ia و IIa هستند و اکتینیم متعلق به زیرگروه IIIb است. در مرحله بعدی خانواده اکتینیدها قرار می گیرند که شامل عناصری از توریم تا لاورنسیوم است و به طور مشابه با لانتانیدها چیده شده است. رمزگشایی این ردیف از عناصر نیز در پایین جدول آورده شده است.

حال بیایید ببینیم که چگونه خواص عناصر شیمیایی تغییر می کند زیر گروه هاسیستم دوره ای الگوی اصلی این تغییر، تقویت ماهیت فلزی عناصر با افزایش Z است.این الگو به ویژه در زیرگروه های IIIa-VIIa برجسته است. برای فلزات زیرگروه های Ia-IIIa، افزایش فعالیت شیمیایی مشاهده می شود. در عناصر زیرگروه های IVa-VIIa، با افزایش Z، تضعیف فعالیت شیمیایی عناصر مشاهده می شود. برای عناصر زیرگروه های b، ماهیت تغییر در فعالیت شیمیایی پیچیده تر است.

تئوری سیستم تناوبی توسط N. Bohr و دیگر دانشمندان در دهه 1920 توسعه یافت. قرن 20 و بر اساس یک طرح واقعی برای تشکیل پیکربندی های الکترونیکی اتم ها است (به اتم مراجعه کنید). بر اساس این نظریه، با افزایش Z، پر شدن لایه های الکترونی و زیر پوسته ها در اتم های عناصر موجود در دوره های سیستم تناوبی به ترتیب زیر رخ می دهد:

بر اساس تئوری سیستم تناوبی، می توان تعریف زیر را از دوره ارائه داد: دوره مجموعه ای از عناصر است که با عنصری با مقدار n برابر با عدد دوره و l = 0 (عناصر s) شروع می شود. و با عنصری با همان مقدار n و l = 1 (عناصر p-) به پایان می رسد (به Atom مراجعه کنید). استثنا اولین دوره است که فقط شامل عناصر 1s است. از تئوری سیستم تناوبی، تعداد عناصر در دوره ها به دست می آید: 2، 8، 8، 18، 18، 32 ...

در جدول، نمادهای عناصر هر نوع (s-، p-، d- و f-elements) در یک پس زمینه رنگی خاص نشان داده شده است: s-elements - در قرمز، p-elements - در نارنجی، d-elements - روی آبی، عناصر f - روی سبز. هر سلول شامل شماره سریال و جرم اتمی عناصر و همچنین پیکربندی الکترونیکی لایه های الکترونی بیرونی است.

از تئوری سیستم تناوبی چنین برمی‌آید که عناصر با n برابر با عدد دوره و l=0 و 1 متعلق به زیرگروه‌های a هستند. زیرگروه‌های b شامل عناصری هستند که پوسته‌هایی که قبلاً ناقص مانده‌اند در اتم‌های آن‌ها تکمیل شده‌اند. . به همین دلیل است که دوره های اول، دوم و سوم حاوی عناصر زیرگروه های b نیستند.

ساختار سیستم تناوبی عناصر ارتباط نزدیکی با ساختار اتم های عناصر شیمیایی دارد. با افزایش Z، انواع مشابهی از پیکربندی لایه های الکترونی بیرونی به صورت دوره ای تکرار می شوند. یعنی ویژگی های اصلی رفتار شیمیایی عناصر را تعیین می کنند. این ویژگی‌ها برای عناصر زیرگروه‌های a (عنصرهای s و p)، برای عناصر زیرگروه‌های b (عناصر d انتقالی) و عناصر خانواده‌های f - لانتانیدها و اکتینیدها، خود را متفاوت نشان می‌دهند. یک مورد خاص توسط عناصر دوره اول - هیدروژن و هلیوم - نشان داده شده است. هیدروژن بسیار واکنش پذیر است زیرا تنها الکترون 1 ثانیه آن به راحتی جدا می شود. در عین حال، پیکربندی هلیوم (1s 2) بسیار پایدار است که آن را از نظر شیمیایی غیرفعال می کند.

برای عناصر زیرگروه‌های a، لایه‌های الکترونی بیرونی اتم‌ها پر می‌شوند (با n برابر با عدد دوره)، بنابراین با افزایش Z، خواص این عناصر به‌طور محسوسی تغییر می‌کند. بنابراین، در دوره دوم، لیتیوم (پیکربندی 2s) است. یک فلز فعال که به راحتی یک الکترون ظرفیتی را از دست می دهد. بریلیم (2s 2) نیز یک فلز است، اما به دلیل اینکه الکترون های بیرونی آن محکم تر به هسته متصل هستند، فعالیت کمتری دارد. علاوه بر این، بور (2s 2 p) دارای یک ویژگی فلزی ضعیف است، و تمام عناصر بعدی دوره دوم، که در آن زیر پوسته 2p تشکیل شده است، از قبل نافلز هستند. پیکربندی هشت الکترونی لایه الکترونی بیرونی نئون (2s 2 p 6) - یک گاز بی اثر - بسیار قوی است.

خواص شیمیایی عناصر دوره دوم با تمایل اتمهای آنها برای بدست آوردن پیکربندی الکترونیکی نزدیکترین گاز بی اثر (پیکربندی هلیوم برای عناصر از لیتیوم به کربن یا پیکربندی نئون برای عناصر از کربن به فلوئور) توضیح داده می شود. به همین دلیل است که، برای مثال، اکسیژن نمی تواند حالت اکسیداسیون بالاتری برابر با شماره گروه از خود نشان دهد: به هر حال، دستیابی به پیکربندی نئون با به دست آوردن الکترون های اضافی برای آن آسان تر است. ماهیت یکسان تغییر ویژگی ها در عناصر دوره سوم و در عناصر s و p تمام دوره های بعدی آشکار می شود. در عین حال، ضعیف شدن استحکام پیوند بین الکترون های بیرونی و هسته در زیرگروه های a با افزایش Z خود را در خواص عناصر مربوطه نشان می دهد. بنابراین، برای عناصر s، افزایش قابل توجهی در فعالیت شیمیایی با افزایش Z، و برای عناصر p، افزایش در خواص فلزی وجود دارد.

در اتم‌های عناصر d انتقالی، پوسته‌های ناتمام قبلی با مقدار عدد کوانتومی اصلی n، یک کمتر از عدد دوره تکمیل می‌شوند. به استثنای برخی موارد، پیکربندی لایه های الکترونی بیرونی اتم های عنصر گذار ns 2 است. بنابراین، تمام عناصر d فلز هستند و به همین دلیل است که تغییرات در خواص عناصر d با افزایش Z به اندازه ای که در عناصر s و p مشاهده می شود، تیز نیست. در حالت‌های اکسیداسیون بالاتر، عناصر d شباهت خاصی با عناصر p گروه‌های متناظر سیستم تناوبی نشان می‌دهند.

ویژگی‌های ویژگی‌های عناصر سه‌گانه (زیرگروه VIIIb) با این واقعیت توضیح داده می‌شود که b-subshells نزدیک به تکمیل هستند. به همین دلیل است که فلزات آهن، کبالت، نیکل و پلاتین معمولاً تمایلی به ایجاد ترکیبات با حالت اکسیداسیون بالاتر ندارند. تنها استثناها روتنیوم و اسمیم هستند که اکسیدهای RuO 4 و OsO 4 را می دهند. برای عناصر زیرگروه‌های Ib و IIb، زیرپوسته d در واقع کامل می‌شود. بنابراین، آنها حالت های اکسیداسیون را برابر با شماره گروه نشان می دهند.

در اتم های لانتانیدها و اکتینیدها (همه آنها فلز هستند)، تکمیل لایه های الکترونی ناقص قبلی با مقدار عدد کوانتومی اصلی n دو واحد کمتر از عدد دوره رخ می دهد. در اتم های این عناصر، پیکربندی لایه الکترونی خارجی (ns 2) بدون تغییر باقی می ماند و سومین پوسته بیرونی N با الکترون 4f پر شده است. به همین دلیل است که لانتانیدها بسیار شبیه به هم هستند.

برای اکتینیدها، وضعیت پیچیده تر است. در اتم های عناصر با Z = 90-95، الکترون های 6d و 5f می توانند در برهمکنش های شیمیایی شرکت کنند. بنابراین، اکتینیدها حالت های اکسیداسیون بسیار بیشتری دارند. به عنوان مثال، برای نپتونیم، پلوتونیوم و آمریکیوم، ترکیباتی شناخته شده است که این عناصر در حالت هفت ظرفیتی عمل می کنند. فقط عناصری که از کوریم شروع می شوند (Z = 96) در حالت سه ظرفیتی پایدار می شوند، اما حتی در اینجا نیز برخی از ویژگی ها وجود دارد. بنابراین، خواص اکتینیدها به طور قابل توجهی با خواص لانتانیدها متفاوت است و بنابراین نمی توان هر دو خانواده را مشابه در نظر گرفت.

خانواده اکتینیدها با عنصری با Z = 103 (لارنسیم) به پایان می رسد. ارزیابی خواص شیمیایی کورچاتویوم (Z = 104) و نیلسبوریوم (Z = 105) نشان می دهد که این عناصر باید به ترتیب مشابه هافنیوم و تانتالیوم باشند. بنابراین، دانشمندان بر این باورند که پس از خانواده اکتینیدها در اتم ها، پر شدن سیستماتیک زیر پوسته 6d آغاز می شود. ماهیت شیمیایی عناصر با Z = 106-110 به طور تجربی ارزیابی نشده است.

تعداد محدودی از عناصری که سیستم تناوبی پوشش می دهد ناشناخته است. مشکل حد بالای آن شاید معمای اصلی سیستم تناوبی باشد. سنگین ترین عنصر موجود در طبیعت پلوتونیوم است (Z = 94). حد نهایی همجوشی هسته ای مصنوعی عنصری با عدد اتمی 110 است. این سوال باقی می ماند: آیا می توان عناصری با اعداد اتمی بالاتر، کدام و چند عدد بدست آورد؟ هنوز نمی توان با قطعیت به آن پاسخ داد.

دانشمندان با استفاده از پیچیده ترین محاسبات انجام شده بر روی رایانه های الکترونیکی، سعی کردند ساختار اتم ها را تعیین کنند و مهمترین ویژگی های "ابر عناصر" را تا اعداد سریال عظیم (Z = 172 و حتی Z = 184) ارزیابی کنند. نتایج به دست آمده کاملا غیر منتظره بود. به عنوان مثال، در یک اتم عنصر با Z = 121، ظاهر یک الکترون 8p انتظار می رود. این پس از آن است که تشکیل لایه فرعی 8s در اتم های با Z = 119 و 120 تکمیل شد. اما ظهور الکترون های p بعد از الکترون های s فقط در اتم های عناصر دوره دوم و سوم مشاهده می شود. محاسبات همچنین نشان می دهد که در عناصر دوره هشتم فرضی، پر شدن لایه های الکترونی و زیر پوسته های اتم ها در یک توالی بسیار پیچیده و عجیب رخ می دهد. بنابراین، ارزیابی خواص عناصر مربوطه یک مشکل بسیار دشوار است. به نظر می رسد دوره هشتم باید شامل 50 عنصر باشد (Z = 119-168)، اما، طبق محاسبات، باید به عنصر با Z = 164 ختم شود، یعنی 4 شماره سریال زودتر. و دوره نهم "عجیب"، به نظر می رسد، باید از 8 عنصر تشکیل شده باشد. این رکورد "الکترونیکی" او است: 9s 2 8p 4 9p 2. به عبارت دیگر، مانند دوره دوم و سوم، تنها شامل 8 عنصر خواهد بود.

دشوار است که بگوییم محاسبات انجام شده با کمک رایانه تا چه حد درست است. با این حال، اگر آنها تأیید می شدند، لازم است الگوهای زیربنایی سیستم تناوبی عناصر و ساختار آن مورد بازنگری جدی قرار گیرند.

نظام تناوبی نقش عظیمی در توسعه رشته های مختلف علوم طبیعی داشته و دارد. این مهمترین دستاورد علم اتمی و مولکولی بود که به ظهور مفهوم مدرن "عنصر شیمیایی" و اصلاح مفاهیم مواد و ترکیبات ساده کمک کرد.

قوانین آشکار شده توسط سیستم تناوبی تأثیر قابل توجهی بر توسعه نظریه ساختار اتم ها، کشف ایزوتوپ ها و پیدایش ایده هایی در مورد تناوب هسته ای داشتند. بیانیه کاملاً علمی مسئله پیش بینی در شیمی با سیستم تناوبی مرتبط است. این خود را در پیش بینی وجود و خواص عناصر ناشناخته و ویژگی های جدید رفتار شیمیایی عناصر کشف شده نشان داد. در حال حاضر سیستم تناوبی پایه و اساس شیمی است، در درجه اول غیر آلی، به طور قابل توجهی به حل مشکل سنتز شیمیایی مواد با خواص از پیش تعیین شده، توسعه مواد نیمه هادی جدید، انتخاب کاتالیزورهای خاص برای فرآیندهای شیمیایی مختلف و غیره کمک می کند و در نهایت، سیستم تناوبی زیربنای آموزش شیمی است.

در طبیعت، توالی های تکراری زیادی وجود دارد:

• فصل ها؛
• اوقات روز؛
• روزهای هفته…

در اواسط قرن نوزدهم، D.I. مندلیف متوجه شد که خواص شیمیایی عناصر نیز دنباله خاصی دارد (آنها می گویند که این ایده در خواب به ذهنش خطور کرد). نتیجه رویاهای معجزه آسای دانشمند جدول تناوبی عناصر شیمیایی بود که در آن D.I. مندلیف عناصر شیمیایی را به ترتیب افزایش جرم اتمی مرتب کرد. در جدول مدرن، عناصر شیمیایی به ترتیب صعودی عدد اتمی عنصر (تعداد پروتون های هسته یک اتم) مرتب شده اند.

عدد اتمی بالای نماد یک عنصر شیمیایی نشان داده شده است، زیر نماد جرم اتمی آن (مجموع پروتون ها و نوترون ها) است. توجه داشته باشید که جرم اتمی برخی از عناصر یک عدد غیر صحیح است! ایزوتوپ ها را به خاطر بسپار!جرم اتمی میانگین وزنی تمام ایزوتوپ های یک عنصر است که به طور طبیعی در شرایط طبیعی رخ می دهد.

در زیر جدول لانتانیدها و اکتینیدها آمده است.

فلزات، غیر فلزات، متالوئیدها

آنها در جدول تناوبی در سمت چپ خط مورب پلکانی قرار دارند که با بور (B) شروع می شود و با پولونیوم (Po) ختم می شود (استثناها ژرمانیوم (Ge) و آنتیموان (Sb) هستند. به راحتی می توان فهمید که فلزات بیشتر جدول تناوبی را اشغال می کند خواص اصلی فلزات: جامد (به جز جیوه)، براق، رسانای الکتریکی و حرارتی خوب، شکل پذیر، شکل پذیر، به راحتی الکترون اهدا می کند.

عناصر سمت راست مورب پلکانی B-Po نامیده می شوند غیر فلزات. خواص غیر فلزات به طور مستقیم با خواص فلزات مخالف است: رسانای ضعیف گرما و الکتریسیته. شکننده؛ غیر جعلی؛ غیر پلاستیکی؛ معمولا الکترون ها را می پذیرند.

متالوئیدها

بین فلزات و غیر فلزات هستند نیمه فلزات(متالوئیدها). آنها با خواص فلزات و غیر فلزات مشخص می شوند. نیمه فلزات کاربرد صنعتی اصلی خود را در تولید نیمه هادی ها یافته اند که بدون آنها هیچ ریزمدار یا ریزپردازنده مدرنی قابل تصور نیست.

دوره ها و گروه ها

همانطور که در بالا ذکر شد، جدول تناوبی از هفت دوره تشکیل شده است. در هر دوره، اعداد اتمی عناصر از چپ به راست افزایش می یابد.

خواص عناصر در دوره ها به ترتیب تغییر می کند: بنابراین سدیم (Na) و منیزیم (Mg) که در ابتدای دوره سوم هستند، الکترون ها را از دست می دهند (Na یک الکترون می دهد: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1؛ Mg. دو الکترون می دهد: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2). اما کلر (Cl) که در پایان دوره قرار دارد، یک عنصر را می گیرد: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5.

در گروه ها، برعکس، همه عناصر دارای خواص یکسانی هستند. به عنوان مثال، در گروه IA(1)، همه عناصر از لیتیوم (Li) تا فرانسیوم (Fr) یک الکترون اهدا می کنند. و تمام عناصر گروه VIIA(17) یک عنصر را می گیرند.

برخی از گروه ها به قدری مهم هستند که نام های خاصی به آنها داده شده است. در زیر به این گروه ها پرداخته می شود.

گروه IA (1). اتم های عناصر این گروه تنها یک الکترون در لایه الکترونی بیرونی دارند، بنابراین به راحتی یک الکترون اهدا می کنند.

مهمترین فلزات قلیایی سدیم (Na) و پتاسیم (K) هستند، زیرا نقش مهمی در روند زندگی انسان دارند و بخشی از نمکها هستند.

تنظیمات الکترونیکی:

• لی- 1s 2 2s 1 ;
• Na- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ;
• ک- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

گروه IIA (2). اتم های عناصر این گروه دارای دو الکترون در لایه الکترونی بیرونی هستند که در طی واکنش های شیمیایی نیز تسلیم می شوند. مهمترین عنصر کلسیم (Ca) است - پایه استخوان ها و دندان ها.

تنظیمات الکترونیکی:

• بودن- 1s 2 2s 2 ;
• میلی گرم- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ;
• حدود- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

گروه VIIA (17). اتم های عناصر این گروه معمولاً هر کدام یک الکترون دریافت می کنند، زیرا. در لایه الکترونیکی بیرونی هر کدام پنج عنصر وجود دارد و یک الکترون در "مجموعه کامل" وجود ندارد.

معروف ترین عناصر این گروه عبارتند از: کلر (Cl) - بخشی از نمک و سفید کننده است. ید (I) عنصری است که نقش مهمی در فعالیت غده تیروئید انسان دارد.

پیکربندی الکترونیکی:

• اف- 1s 2 2s 2 2p 5 ;
• Cl- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ;
• برادر- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5

گروه هشتم (18).اتم های عناصر این گروه دارای یک لایه الکترونی بیرونی کاملاً "پرسنل" هستند. بنابراین، آنها "نیازی" به پذیرش الکترون ندارند. و آنها نمی خواهند آنها را از دست بدهند. از این رو - عناصر این گروه بسیار "اکراه" برای ورود به واکنش های شیمیایی هستند. برای مدت طولانی اعتقاد بر این بود که آنها به هیچ وجه واکنش نشان نمی دهند (از این رو نام "بی اثر"، یعنی "غیر فعال"). اما شیمیدان نیل بارلت کشف کرد که برخی از این گازها، تحت شرایط خاص، هنوز هم می توانند با عناصر دیگر واکنش نشان دهند.

تنظیمات الکترونیکی:

• Ne- 1s 2 2s 2 2p 6 ;
• آر- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ;
• kr- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

عناصر ظرفیت در گروه

به راحتی می توان دید که در هر گروه، عناصر از نظر الکترون های ظرفیتی مشابه یکدیگر هستند (الکترون های اوربیتال های s و p واقع در سطح انرژی بیرونی).

فلزات قلیایی هر کدام 1 الکترون ظرفیت دارند:

• لی- 1s 2 2s 1 ;
• Na- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ;
• ک- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

فلزات قلیایی خاکی دارای 2 الکترون ظرفیت هستند:

• بودن- 1s 2 2s 2 ;
• میلی گرم- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ;
• حدود- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

هالوژن ها 7 الکترون ظرفیت دارند:

• اف- 1s 2 2s 2 2p 5 ;
• Cl- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ;
• برادر- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5

گازهای بی اثر دارای 8 الکترون ظرفیت هستند:

• Ne- 1s 2 2s 2 2p 6 ;
• آر- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ;
• kr- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

برای اطلاعات بیشتر به مقاله ظرفیت و جدول تنظیمات الکترونیکی اتم های عناصر شیمیایی بر اساس دوره مراجعه کنید.

اکنون توجه خود را به عناصری معطوف می کنیم که در گروه های دارای نماد قرار دارند AT. آنها در مرکز جدول تناوبی قرار دارند و نامیده می شوند فلزات واسطه.

ویژگی بارز این عناصر وجود الکترون در اتم هایی است که پر می شوند اوربیتال های d:

1. sc- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 ;
2. Ti- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2

جدا از جدول اصلی قرار دارند لانتانیدهاو اکتینیدهابه اصطلاح هستند فلزات واسطه داخلی. در اتم های این عناصر، الکترون ها پر می شوند اوربیتال های f:

1. Ce- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 4f 1 5d 1 6s 2 ;
2. Th- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 4f 14 5d 10 6s 2 6 p 6 6 d 2 7s 2

ترکیب اتم.

یک اتم از هسته اتمیو پوسته الکترونی.

هسته یک اتم از پروتون تشکیل شده است ( p+) و نوترون ها ( n 0). بیشتر اتم های هیدروژن دارای یک هسته پروتون هستند.

تعداد پروتون ها ن(p+) برابر است با بار هسته ای ( ز) و عدد ترتیبی عنصر در سری طبیعی عناصر (و در سیستم تناوبی عناصر).

ن(پ +) = ز

مجموع تعداد نوترون ها ن(n 0) که به سادگی با حرف نشان داده می شود نو تعداد پروتون ها زتماس گرفت عدد جرمیو با حرف مشخص شده است ولی.

آ = ز + ن

لایه الکترونی یک اتم شامل الکترون هایی است که در اطراف هسته حرکت می کنند. ه -).

تعداد الکترون ها ن(ه-) در لایه الکترونی یک اتم خنثی برابر با تعداد پروتون ها است زدر هسته آن.

جرم یک پروتون تقریباً برابر با جرم یک نوترون و 1840 برابر جرم یک الکترون است، بنابراین جرم یک اتم عملاً برابر با جرم هسته است.

شکل یک اتم کروی است. شعاع هسته حدود 100000 برابر کوچکتر از شعاع اتم است.

عنصر شیمیایی- نوع اتم ها (مجموعه اتم ها) با بار هسته ای یکسان (با تعداد پروتون های یکسان در هسته).

ایزوتوپ- مجموعه ای از اتم های یک عنصر با تعداد نوترون یکسان در هسته (یا یک نوع اتم با تعداد پروتون و تعداد نوترون یکسان در هسته).

ایزوتوپ های مختلف از نظر تعداد نوترون ها در هسته اتم هایشان با یکدیگر تفاوت دارند.

تعیین یک اتم یا ایزوتوپ منفرد: (نماد E - عنصر)، به عنوان مثال: .

ساختار لایه الکترونی اتم

اوربیتال اتمیحالت یک الکترون در اتم است. نماد مداری - . هر اوربیتال مربوط به یک ابر الکترونی است.

اوربیتال های اتم های واقعی در حالت زمین (تحریک نشده) چهار نوع هستند: س, پ, دو f.

ابر الکترونیکی- بخشی از فضا که در آن الکترون با احتمال 90 (یا بیشتر) درصد یافت می شود.

توجه داشته باشید: گاهی مفاهیم «مدار اتمی» و «ابر الکترونی» از هم متمایز نمی شوند و هر دوی آنها را «مدار اتمی» می نامند.

لایه الکترونی یک اتم لایه لایه است. لایه الکترونیکیتوسط ابرهای الکترونی هم اندازه تشکیل شده است. اوربیتال های یک لایه تشکیل می شوند سطح الکترونیکی ("انرژی").انرژی آنها برای اتم هیدروژن یکسان است، اما برای اتم های دیگر متفاوت است.

اوربیتال های هم سطح به گروه بندی می شوند الکترونیکی (انرژی)سطوح فرعی:
س- سطح فرعی (شامل یک س-اوربیتال)، نماد - .
پزیرسطح (شامل سه پ
دزیرسطح (شامل پنج د-اوربیتال)، نماد - .
fزیرسطح (شامل هفت f-اوربیتال)، نماد - .

انرژی اوربیتال های یک سطح فرعی یکسان است.

هنگام تعیین سطوح فرعی، تعداد لایه (سطح الکترونیکی) به نماد سطح فرعی اضافه می شود، به عنوان مثال: 2 س, 3پ, 5دبه معنای س- سطح فرعی سطح دوم، پ- سطح فرعی سطح سوم، د- سطح فرعی از سطح پنجم.

تعداد کل سطوح فرعی در یک سطح با تعداد سطح برابر است n. تعداد کل اوربیتال ها در یک سطح است n 2. بر این اساس، تعداد کل ابرها در یک لایه نیز می باشد n 2 .

نامگذاری: - اوربیتال آزاد (بدون الکترون)، - اوربیتال با یک الکترون جفت نشده، - اوربیتال با یک جفت الکترون (با دو الکترون).

ترتیبی که الکترون‌ها اوربیتال‌های یک اتم را پر می‌کنند توسط سه قانون طبیعت تعیین می‌شود (فرمول‌بندی‌ها به روشی ساده ارائه شده‌اند):

1. اصل کمترین انرژی - الکترون ها اوربیتال ها را به ترتیب افزایش انرژی اوربیتال ها پر می کنند.

2. اصل پائولی - در یک اوربیتال بیش از دو الکترون وجود ندارد.

3. قانون هوند - در سطح فرعی، الکترون ها ابتدا اوربیتال های آزاد را پر می کنند (یک در یک زمان)، و تنها پس از آن جفت الکترون را تشکیل می دهند.

تعداد کل الکترون ها در سطح الکترونیکی (یا در لایه الکترونیکی) 2 است n 2 .

توزیع سطوح فرعی بر اساس انرژی در ادامه بیان می شود (به ترتیب افزایش انرژی):

1س, 2س, 2پ, 3س, 3پ, 4س, 3د, 4پ, 5س, 4د, 5پ, 6س, 4f, 5د, 6پ, 7س, 5f, 6د, 7پ ...

از نظر بصری، این دنباله با نمودار انرژی بیان می شود:

توزیع الکترون های یک اتم بر اساس سطوح، سطوح فرعی و اوربیتال ها (پیکربندی الکترونیکی یک اتم) را می توان به عنوان یک فرمول الکترونیکی، یک نمودار انرژی، یا به طور ساده تر، به عنوان نموداری از لایه های الکترونیکی ("نمودار الکترونیکی") نشان داد. .

نمونه هایی از ساختار الکترونیکی اتم ها:

الکترون های ظرفیت- الکترون های یک اتم که می توانند در تشکیل پیوندهای شیمیایی شرکت کنند. برای هر اتمی، اینها همه الکترون های بیرونی به اضافه آن الکترون های پیش بیرونی هستند که انرژی آنها از الکترون های بیرونی بیشتر است. به عنوان مثال: اتم کلسیم دارای 4 الکترون بیرونی است س 2، آنها همچنین ظرفیت هستند. اتم آهن دارای الکترون های خارجی است - 4 س 2 اما او 3 دارد د 6، از این رو اتم آهن دارای 8 الکترون ظرفیت است. فرمول الکترونیکی ظرفیت اتم کلسیم 4 است س 2 و اتم های آهن - 4 س 2 3د 6 .

سیستم تناوبی عناصر شیمیایی D.I. مندلیف
(سیستم طبیعی عناصر شیمیایی)

قانون تناوبی عناصر شیمیایی(فرمولاسیون مدرن): خواص عناصر شیمیایی و همچنین مواد ساده و پیچیده تشکیل شده توسط آنها در یک وابستگی دوره ای به مقدار بار از هسته اتم است.

سیستم دوره ای- بیان گرافیکی قانون تناوبی.

طیف طبیعی عناصر شیمیایی- تعدادی از عناصر شیمیایی که بر اساس افزایش تعداد پروتون ها در هسته اتم های آنها، یا همان چیزی است که با توجه به افزایش بار هسته این اتم ها مرتب شده اند. شماره سریال یک عنصر در این سری برابر با تعداد پروتون های هسته هر اتم این عنصر است.

جدول عناصر شیمیایی با "برش" سری طبیعی عناصر شیمیایی ساخته شده است دوره ها(ردیف های افقی جدول) و گروه بندی (ستون های عمودی جدول) عناصر با ساختار الکترونیکی مشابه اتم ها.

بسته به نحوه ترکیب عناصر در گروه ها، جدول می تواند باشد زمان طولانی(عناصر با تعداد و نوع الکترون ظرفیت یکسان به صورت گروهی جمع آوری می شوند) و کوتاه مدت(عناصر با تعداد الکترون ظرفیت یکسان به صورت گروهی جمع آوری می شوند).

گروه های جدول دوره کوتاه به زیر گروه ها تقسیم می شوند ( اصلیو اثرات جانبی) همزمان با گروه های جدول دوره های بلند.

همه اتم های عناصر یک دوره دارای تعداد لایه های الکترونی یکسانی هستند که برابر با تعداد دوره است.

تعداد عناصر در دوره ها: 2، 8، 8، 18، 18، 32، 32. بیشتر عناصر دوره هشتم به صورت مصنوعی به دست آمده اند، آخرین عناصر این دوره هنوز سنتز نشده اند. تمام دوره ها به جز دوره اول با یک عنصر تشکیل دهنده فلز قلیایی (Li، Na، K و غیره) شروع می شود و با یک عنصر تشکیل دهنده گاز نجیب (He، Ne، Ar، Kr و غیره) پایان می یابد.

در جدول دوره کوتاه - هشت گروه که هر کدام به دو زیر گروه (اصلی و فرعی) تقسیم می شوند، در جدول دوره طولانی - شانزده گروه که با اعداد رومی با حروف A یا B شماره گذاری می شوند، به عنوان مثال: IA، IIIB، VIA، VIIB. گروه IA جدول دوره بلند با زیر گروه اصلی گروه اول جدول دوره کوتاه مطابقت دارد. گروه VIIB - زیر گروه ثانویه از گروه هفتم: بقیه - به طور مشابه.

ویژگی های عناصر شیمیایی به طور طبیعی در گروه ها و دوره ها تغییر می کند.

در دوره ها (با افزایش شماره سریال)

• بار هسته ای افزایش می یابد
• تعداد الکترون های بیرونی افزایش می یابد،
• شعاع اتم ها کاهش می یابد،
• استحکام پیوند الکترون ها با هسته افزایش می یابد (انرژی یونیزاسیون)،
• الکترونگاتیوی افزایش می یابد.
• خواص اکسید کننده مواد ساده افزایش می یابد ("غیر فلزی")،
• خواص کاهنده مواد ساده ("فلزی") ضعیف می شود،
• ویژگی اصلی هیدروکسیدها و اکسیدهای مربوطه را تضعیف می کند.
• خاصیت اسیدی هیدروکسیدها و اکسیدهای مربوطه افزایش می یابد.

در گروه (با افزایش شماره سریال)

• بار هسته ای افزایش می یابد
• شعاع اتم ها افزایش می یابد (فقط در گروه های A)
• قدرت پیوند بین الکترون ها و هسته کاهش می یابد (انرژی یونیزاسیون؛ فقط در گروه های A)
• الکترونگاتیوی کاهش می یابد (فقط در گروه های A)،
• تضعیف خواص اکسید کننده مواد ساده ("غیر فلزی"؛ فقط در گروه های A)؛
• خواص کاهشی مواد ساده افزایش می یابد ("فلزی"؛ فقط در گروه های A)
• ویژگی اصلی هیدروکسیدها و اکسیدهای مربوطه افزایش می یابد (فقط در گروه های A)
• ماهیت اسیدی هیدروکسیدها و اکسیدهای مربوطه ضعیف می شود (فقط در گروه های A)،
• پایداری ترکیبات هیدروژنی کاهش می یابد (فعالیت کاهشی آنها افزایش می یابد؛ فقط در گروه های A).

تکالیف و تست هایی با موضوع "مبحث 9. "ساختار اتم. قانون تناوبی و سیستم تناوبی عناصر شیمیایی D.I. Mendeleev (PSCE)"."

• قانون دوره ای - قانون تناوبی و ساختار اتم ها درجه 8-9
  باید بدانید: قوانین پر کردن اوربیتال ها با الکترون (اصل حداقل انرژی، اصل پائولی، قانون هوند)، ساختار سیستم تناوبی عناصر.

  شما باید بتوانید: ترکیب یک اتم را با موقعیت یک عنصر در سیستم تناوبی تعیین کنید، و برعکس، با دانستن ترکیب آن، عنصری را در سیستم تناوبی بیابید. نمودار ساختار، پیکربندی الکترونیکی یک اتم، یون، و برعکس، تعیین موقعیت یک عنصر شیمیایی در PSCE از نمودار و پیکربندی الکترونیکی را به تصویر بکشید. عنصر و موادی را که تشکیل می دهد با توجه به موقعیت آن در PSCE مشخص کنید. تعیین تغییرات در شعاع اتم ها، خواص عناصر شیمیایی و موادی که در یک دوره و یک زیرگروه اصلی سیستم تناوبی تشکیل می دهند.

  مثال 1تعداد اوربیتال ها را در سطح سوم الکترونیکی تعیین کنید. این اوربیتال ها چیست؟
  برای تعیین تعداد اوربیتال ها از فرمول استفاده می کنیم ناوربیتال = n 2، کجا n- شماره سطح ناوربیتال = 3 2 = 9. یک 3 س-، سه 3 پ- و پنج 3 د-اوربیتال ها

  مثال 2تعیین کنید که اتم کدام عنصر دارای فرمول الکترونیکی 1 است س 2 2س 2 2پ 6 3س 2 3پ 1 .
  برای تعیین اینکه کدام عنصر است، باید شماره سریال آن را پیدا کنید که برابر با تعداد کل الکترون های اتم است. در این مورد: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. این آلومینیوم است.

  پس از اطمینان از اینکه همه چیزهایی که نیاز دارید یاد گرفته اند، به کارها ادامه دهید. برای شما آرزوی موفقیت داریم.

  
  ادبیات پیشنهادی:
  • O. S. Gabrielyan و دیگران. شیمی، کلاس یازدهم. M., Bustard, 2002;
  • G. E. Rudzitis، F. G. Feldman. سلول های شیمی 11. م.، آموزش و پرورش، 1380.

عناصر در سیستم تناوبی به ترتیب صعودی شماره سریال Z از 1 تا 110 مرتب شده اند. . شماره سریال عنصر Z با بار هسته اتم آن و همچنین تعداد الکترونهایی که در میدان هسته حرکت می کنند مطابقت دارد.

با توجه به ساختار اتم های تحریک نشده، عناصر شیمیایی به دانه های طبیعی تقسیم می شوند که در سیستم تناوبی به شکل ردیف های افقی و عمودی - دوره ها و گروه ها منعکس می شود.

پریود به مجموعه ای متوالی از عناصر گفته می شود که در اتم های آنها به همان تعداد سطوح انرژی (لایه های الکترونیکی) پر شده است. عدد دوره نشان دهنده تعداد لایه های الکترونی در اتم های عناصر است.دوره‌ها با عناصر s شروع می‌شوند که در اتم‌های آنها اولین الکترون s در سطح جدیدی با مقدار جدیدی از عدد کوانتومی اصلی n (هیدروژن و فلزات قلیایی) ظاهر می‌شود و با عناصر p، اتم‌های گاز نجیب با ثبات پایان می‌یابد. ساختار الکترونیکی سطح بیرونی ns 2 np 6 (برای دوره اول - s - عنصر 2 او).

تفاوت در توالی پر شدن لایه های الکترونی (خارجی و نزدیکتر به هسته) دلیل طول های مختلف دوره ها را توضیح می دهد. دوره های 1،2،3 دوره های کوچک، 4،5،6،7 دوره های بزرگ هستند. دوره های کوچک شامل 2 و 8 عنصر، دوره های بزرگ - 18 و 32 عنصر، دوره هفتم ناقص می ماند، اگرچه از نظر ساختاری مشابه دوره ششم ساخته شده است.

مطابق با حداکثر تعداد الکترون ها در سطح بیرونی اتم های تحریک نشده، عناصر سیستم تناوبی به هشت گروه تقسیم می شوند. . گروه‌های عناصر مجموعه‌ای از عناصر با تعداد الکترون ظرفیت یکسان در یک اتم هستند. عدد گروه برابر با تعداد الکترون های ظرفیت است.

موقعیت در گروه عناصر s و p با تعداد کل الکترون های لایه بیرونی تعیین می شود. به عنوان مثال، فسفر () که دارای پنج الکترون در لایه بیرونی است، متعلق به گروه V، آرگون () - به VIII، کلسیم () - به گروه II و غیره است.

موقعیت در گروه های عناصر d با تعداد کل الکترون های s - الکترون های بیرونی و d - الکترون های سطح پیش خارجی تعیین می شود. با توجه به این ویژگی، شش عنصر اول هر خانواده از عناصر d - در یکی از گروه های مربوطه قرار می گیرند: اسکاندیم در III، منگنز در VII، آهن در VIII و غیره روی، که در آن لایه پیش بیرونی تکمیل می شود. و خارجی ها الکترون هستند، متعلق به گروه II است. اتم های عناصر d، به عنوان یک قاعده، حاوی دو الکترون در سطح بیرونی هستند، به استثنای کروم، مس، Nb، Mo، Ru، Rh، Ag، Pt، Au. دومی دارای یک "شکست" انرژی مطلوب یک الکترون از سطح بیرونی تا d هستند - سطح فرعی سطح قبل از بیرونی، که زمانی رخ می دهد که این سطح فرعی به پنج (نیم ظرفیت) یا ده الکترون (حداکثر ظرفیت) تکمیل شود. به حالتی که همه اوربیتال ها هر کدام توسط یک الکترون یا زمانی که هر کدام توسط یک جفت الکترون اشغال شده باشند. در اتم پالادیوم (Pd) الکترون‌ها "دوبار شیب" وجود دارد.

با وجود تنها یک الکترون در لایه بیرونی (به دلیل "شکست" یکی از الکترون های s - لایه بیرونی به لایه فرعی d پیش خارجی)، مس () و همچنین نقره و طلا، به عنوان گروه I طبقه بندی می شوند. کبالت و نیکل، رودیوم و پالادیوم، ایریدیوم و پلاتین همراه با Fe، Ru و Os معمولاً در گروه هشتم قرار می گیرند.

مطابق با ویژگی های ساختارهای الکترونیکی، خانواده عناصر 4f - (لانتانیدها) و 5f - (اکتینیدها) در گروه III قرار می گیرند.

گروه ها به زیر گروه ها تقسیم می شوند: اصلی (زیر گروه A) و فرعی (زیر گروه B). زیرگروه ها شامل عناصری با ساختارهای الکترونیکی مشابه (عناصر - آنالوگ) هستند.س- و p - عناصر به اصطلاح را تشکیل می دهندخانهزیر گروه یا زیر گروه Aد- عناصر -سمت،یا زیر گروه B

به عنوان مثال، گروه IV سیستم تناوبی از زیر گروه های زیر تشکیل شده است: