Co to jest prawo okresowe. Prawo okresowe i układ okresowy D.I. Mendelejewa (wykład)
Okresowe prawo Mendelejewa. Odkryty przez D. I. Mendelejewa w trakcie pracy nad podręcznikiem „Podstawy chemii” (1868–1871). Początkowo opracowano tabelę (1 marca 1869 r.) „Doświadczenie układu pierwiastków na podstawie ich masy atomowej i podobieństwa chemicznego” (patrz. Układ okresowy pierwiastków chemicznych). Klasyczny Formuła periodyków Mendelejewa. Prawo stanowiło: „Właściwości pierwiastków, a zatem właściwości tworzonych przez nie prostych i złożonych ciał, są okresowo zależne od ich masy atomowej”. fizyka Prawo okresowości zostało potwierdzone przez rozwój jądrowego modelu atomu (patrz ryc. Atom) i eksperymentować. dowód liczb. równość liczby porządkowej pierwiastka w okresie. do systemu ładunków jądrowych (Z) jego atomu (1913). W rezultacie nowoczesność sformułowanie prawa okresowości: właściwości pierwiastków oraz tworzonych przez nie substancji prostych i złożonych są okresowe. zależność od ładunku jądra Z. W ramach kwantowej teorii atomu wykazano, że wraz ze wzrostem Z struktura wew. powłoki elektronowe atomów, co bezpośrednio determinuje specyfikę substancji chemicznej. właściwości elementu.
Osobliwością prawa okresowości jest to, że nie ma ono ilości. mata. wyrażenia w postaci równania. Wizualne odbicie prawa okresowości jest okresowe. układ chemiczny. elementy. Cykliczność zmian ich właściwości dobrze obrazują również krzywe zmian niektórych właściwości fizycznych. wielkości, takie jak potencjały jonizacji. promienie i objętości atomów.
Prawo okresowości jest uniwersalne dla wszechświata i zachowuje swoją moc wszędzie tam, gdzie istnieją atomowe struktury materii. Jednak o jej konkretnych przejawach decydują warunki, w jakich dec. właściwości chemiczne. elementy. Na przykład na Ziemi specyfika tych właściwości wynika z obfitości tlenu i jego związków, m.in. tlenki, które w szczególności w dużej mierze przyczyniły się do identyfikacji samej właściwości okresowości.
Struktura układu okresowego. Współczesny układ okresowy zawiera 109 pierwiastków chemicznych (znana jest informacja o syntezie w 1988 r. pierwiastka o Z=110). Spośród nich w naturze znalezione przedmioty 89; wszystkie pierwiastki następujące po U, czyli pierwiastkach transuranowych (Z = 93 · 109), a także Tc (Z = 43), Pm (Z = 61) i At (Z = 85) zostały sztucznie zsyntetyzowane przy użyciu rozkładu. reakcje jądrowe. Elementy o Z= 106 109 nie otrzymały jeszcze nazw, więc w tablicach nie ma odpowiadających im symboli; dla elementu o Z = 109 liczby masowe max. długożyciowe izotopy.
W całej historii układu okresowego opublikowano ponad 500 różnych wersji jego obrazu. Było to spowodowane próbami znalezienia racjonalnego rozwiązania niektórych kontrowersyjnych problemów budowy układu okresowego (lokalizacja H, gazów szlachetnych, lantanowców i pierwiastków transuranowych itp.). Naib. rozpowszechniać następujące. tabelaryczne formy wyrażenia układu okresowego: 1) krótka została zaproponowana przez Mendelejewa (w jej współczesnej formie jest umieszczona na początku tomu na kolorowej wyklejce); 2) długi został opracowany przez Mendelejewa, ulepszony w 1905 r. przez A. Wernera (ryc. 2); 3) klatka schodowa wydana w 1921 r. przez H. Bohra (ryc. 3). W ostatnich dziesięcioleciach krótkie i długie formy były szczególnie szeroko stosowane jako wizualne i praktyczne. Wszystkie wymienione. formy mają pewne zalety i wady. Trudno jednak podać k.-l. uniwersalny wariant obrazu układu okresowego, to-ry adekwatnie odzwierciedlałby całą różnorodność St. in chem. pierwiastki i specyfikę przemian ich składu chemicznego. zachowanie wraz ze wzrostem Z.
Fundam. zasadą konstruowania układu okresowego jest rozróżnianie w nim okresów (rzędy poziome) i grup (kolumny pionowe) pierwiastków. Współczesny układ okresowy składa się z 7 okresów (siódmy, jeszcze nie ukończony, powinien kończyć się hipotetycznym elementem o Z \u003d 118) i 8 grup. zbiór pierwiastków rozpoczynający się metalem alkalicznym (lub w pierwszym okresie wodorem) a kończący na gazie szlachetnym. Liczba elementów w okresach naturalnie wzrasta i począwszy od drugiego powtarzają się parami: 8, 8, 18, 18, 32, 32, ... (szczególnym przypadkiem jest pierwszy okres zawierający tylko dwa elementy). Grupa elementów nie ma jasnej definicji; formalnie jego liczba odpowiada max. wartość stopnia utlenienia jego pierwiastków składowych, ale warunek ten nie jest spełniony w wielu przypadkach. Każda grupa jest podzielona na podgrupy główne (a) i drugorzędne (b); każdy z nich zawiera pierwiastki podobne w chem. Św. ty, atomy do-ryh charakteryzują się tą samą strukturą zewnętrzną. skorupy elektroniczne. W większości grup elementy podgrup aib wykazują określony chem. podobieństwo, pr. na wyższych stopniach utlenienia.
Grupa VIII zajmuje szczególne miejsce w strukturze układu okresowego. Przez cały czas trwania swego czasu przypisywano mu tylko pierwiastki „triad”: Fe-Co-Ni i metale platynowe (Ru Rh Pd i Os-Ir-Pt), a wszystkie gazy szlachetne umieszczano w niezależnych. grupa zerowa; dlatego układ okresowy zawierał 9 grup. Po w latach 60. Otrzymano komunikat. Xe, Kr i Rn gazy szlachetne zaczęto umieszczać w podgrupie VIIIa, a grupę zerową zlikwidowano. Elementy triad stanowiły podgrupę VIII6. Taki „projekt strukturalny” grupy VIII pojawia się teraz w prawie wszystkich opublikowanych wersjach wyrażenia układu okresowego.
Wyróżnić. Cechą pierwszego okresu jest to, że zawiera tylko 2 elementy: H i He. Wodór ze względu na specyfikę St-in - jedności. pierwiastek, który nie ma dobrze określonego miejsca w układzie okresowym. Symbol H umieszcza się albo w podgrupie Ia, albo w podgrupie VIIa, albo w obu jednocześnie, umieszczając symbol w nawiasach w jednej z podgrup, lub wreszcie przedstawiając jej rozkład. czcionki. Te sposoby ułożenia H opierają się na fakcie, że ma on pewne podobieństwa formalne zarówno z metalami alkalicznymi, jak i halogenami.
Ryż. 2. Okresowa forma długa. systemy chemiczne. elementy (wersja współczesna). Ryż. 3. Układ drabinkowy okresowy. systemy chemiczne. elementy (H. Bohr, 1921).
Drugi okres (Li-Ne), zawierający 8 pierwiastków, zaczyna się od metalu alkalicznego Li (jedność, stopień utlenienia + 1); po nim Be metal (stopień utlenienia + 2). metaliczny znak B (stopień utlenienia +3) jest słabo wyrażony, a po nim C to typowy niemetal (stopień utlenienia +4). Kolejne N, O, F i Ne-niemetale i tylko N ma najwyższy stopień utlenienia + 5 odpowiadający numerowi grupy; O i F należą do najbardziej aktywnych niemetali.
Trzeci okres (Na-Ar) obejmuje również 8 elementów, charakter zmiany chem. st-in to-rykh jest pod wieloma względami podobny do obserwowanego w drugim okresie. Jednak Mg i Al są bardziej „metaliczne” niż odpowiednio. Be i B. Pozostałe pierwiastki to Si, P, S, Cl i Ar to niemetale; wszystkie wykazują stopnie utlenienia równe numerowi grupy, z wyjątkiem Ar. T. arr., w drugim i trzecim okresie, wraz ze wzrostem Z, obserwuje się osłabienie metalu i wzrost niemetalicznego. charakter elementów.
Wszystkie elementy pierwszych trzech okresów należą do podgrup a. Według współczesnych terminologia, elementy należące do podgrup Ia i IIa, tzw. I-elementy (w tabeli kolorów ich symbole podano na czerwono), do podgrup IIIa-VIIIa-p-elementy (symbole pomarańczowe).
Czwarty okres (K-Kr) zawiera 18 elementów. Po metalu alkalicznym K i ziem alkalicznych. Ca (s-pierwiastki) następuje po serii 10 tzw. elementy przejściowe (Sc-Zn) lub d-elementy (symbole niebieskie), które zaliczane są do podgrup b. Większość pierwiastków przejściowych (wszystkie są metalami) wykazuje najwyższe stopnie utlenienia równe numerowi grupy, z wyjątkiem triady Fe-Co-Ni, gdzie Fe w pewnych warunkach ma stopień utlenienia +6, a Co i Ni są maksymalnie trójwartościowe . Pierwiastki od Ga do Kr należą do podgrup a (elementy p), a charakter zmiany ich st-in jest pod wieloma względami podobny do zmiany st-in pierwiastków drugiego i trzeciego okresu w odpowiednich przedziałach wartości Z. Dla Kr kilka. stosunkowo stabilny Comm., w DOS. z F.
Piąty okres (Rb-Xe) jest skonstruowany podobnie do czwartego; ma również wkładkę 10 elementów przejściowych lub d-elementów (Y-Cd). Cechy zmian pierwiastków St-in w okresie: 1) w triadzie Ru-Rh-Pd ruten wykazuje maksimum, stopień utlenienia 4-8; 2) wszystkie pierwiastki podgrup a, w tym Xe, wykazują najwyższe stopnie utlenienia równe numerowi grupy; 3) Mam słaby metalik. św. T. arr., właściwości pierwiastków czwartego i piątego okresu wraz ze wzrostem Z są trudniejsze do zmiany niż właściwości pierwiastków drugiego i trzeciego okresu, co wynika przede wszystkim z obecności przejściowych pierwiastków d.
Szósty okres (Cs-Rn) zawiera 32 elementy. Oprócz dziesięciu pierwiastków d (La, Hf-Hg) zawiera rodzinę 14 pierwiastków f (czarne symbole, od Ce do Lu)-lantanowców. Z chemii są bardzo podobne. św. ty (głównie na stopniu utlenienia +3), a zatem nie m. b. umieszczone w różnych grupy systemowe. W skróconej formie układu okresowego wszystkie lantanowce zaliczane są do podgrupy IIIa (komórka La), a ich całość jest odczytywana pod tabelą. Ta technika nie jest pozbawiona wad, ponieważ 14 elementów wydaje się być poza systemem. W długich i drabinkowych formach układu okresowego specyfika lantanowców znajduje odzwierciedlenie w ogólnym tle ich budowy. Dr. cechy pierwiastków z okresu: 1) w triadzie Os Ir Pt tylko Os wykazuje max. stopień utlenienia +8; 2) At jest bardziej wyraźny w porównaniu z metalicznym I. postać; 3) Rn maks. reaguje z gazami szlachetnymi, ale silna radioaktywność utrudnia badanie jego chemii. św.
Siódmy okres, podobnie jak szósty, powinien zawierać 32 elementy, ale nie jest jeszcze zakończony. Odp. pierwiastki Fr i Ra. podgrupy Ia i IIa, Ac analog elementów podgrupy III6. Zgodnie z koncepcją aktynowców G. Seaborga (1944), po Ac występuje rodzina 14 pierwiastków f aktynowców (Z = 90 103). W krótkiej formie układu okresowego te ostatnie są zawarte w komórce Ac i, podobnie jak lantanowce, są zapisywane jako oddzielne. wiersz pod tabelą. Technika ta zakładała obecność pewnej substancji chemicznej. podobieństwa elementów dwóch f-rodzin. Jednak szczegółowe badania chemii aktynowców wykazały, że wykazują one znacznie szerszy zakres stopni utlenienia, w tym np. +7 (Np, Pu, Am). Ponadto ciężkie aktynowce charakteryzują się stabilizacją niższych stopni utlenienia (+2 lub nawet +1 dla Md).
Ocena chemii. natura Ku (Z = 104) i Ns (Z = 105), zsyntetyzowanych w liczbie pojedynczych bardzo krótkotrwałych atomów, doprowadziła do wniosku, że pierwiastki te są odpowiednio analogami. Hf i Ta, czyli d-elementy, i powinny być umieszczone w podgrupach IV6 i V6. chemia nie przeprowadzono identyfikacji pierwiastków o Z = 106 109, ale można przyjąć, że należą one do pierwiastków przejściowych okresu siódmego. Obliczenia komputerowe wskazują, że pierwiastki o Z = 113 118 należą do p-elementów (podgrupy IIIa VIIIa).
Ta lekcja omawia prawo okresowe i układ okresowy pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa w świetle teorii budowy atomu. Wyjaśniono następujące pojęcia: współczesne sformułowanie prawa okresowości, fizyczne znaczenie liczb okresowych i grupowych, przyczyny okresowości zmian cech i właściwości atomów pierwiastków i ich związków na przykładzie małych i dużych okresów , główne podgrupy, fizyczne znaczenie prawa okresowości, ogólna charakterystyka pierwiastka i właściwości jego związków na podstawie pozycji pierwiastka w układzie okresowym.
Temat: Budowa atomu. Prawo okresowe
Lekcja: Prawo okresowe i układ okresowy pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejew
Podczas tworzenia nauki chemii naukowcy próbowali wprowadzić do systemu informacje o kilkudziesięciu znanych do tego czasu. Ten problem fascynował także D.I. Mendelejew. Szukał wzorców i relacji, które obejmowałyby wszystkie elementy, a nie tylko niektóre z nich. Mendelejew uważał masę atomu za najważniejszą cechę pierwiastka. Po przeanalizowaniu wszystkich znanych wówczas informacji o pierwiastkach chemicznych i uszeregowaniu ich w rosnącej kolejności mas atomowych, sformułował w 1869 r. prawo okresowości pierwiastków.
Treść ustawy: właściwości pierwiastków chemicznych, substancji prostych, a także skład i właściwości związków są okresowo zależne od wartości mas atomowych.
Do czasu sformułowania prawa okresowości nie była jeszcze znana budowa atomu i istnienie cząstek elementarnych. Później ustalono również, że właściwości substancji nie zależą od mas atomowych, jak zakładał Mendelejew. Chociaż nie mając tych informacji, D. I. Mendelejew nie popełnił ani jednego błędu w swoim stole.
Po odkryciu Moseleya, który eksperymentalnie ustalił, że ładunek jądra atomu pokrywa się z numerem seryjnym pierwiastka chemicznego wskazanym przez Mendelejewa w jego tablicy, dokonano zmian w sformułowaniu jego prawa.
Współczesne brzmienie prawa: właściwości pierwiastków chemicznych, substancji prostych, a także skład i właściwości związków są w okresowej zależności od wartości ładunków jąder atomów.
Ryż. 1. Graficznym wyrazem prawa okresowego jest Układ okresowy pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa
Ryż. 2. Rozważ przyjęty w nim zapis na przykładzie rubidu
Każda komórka odpowiadająca pierwiastkowi zawiera: symbol chemiczny, nazwę, numer seryjny odpowiadający liczbie protonów w atomie, względną masę atomową. Liczba elektronów w atomie odpowiada liczbie protonów. Liczbę neutronów w atomie można znaleźć na podstawie różnicy między względną masą atomową a liczbą protonów, czyli numerem seryjnym.
N(N 0 ) = r - Z
Względna liczba porządkowa
neutrony masa atomowa liczba pierwiastków
Na przykład dla izotopu chloru 35 Kl liczba neutronów wynosi: 35-17= 18
Składnikami układu okresowego są grupy i okresy.
Układ okresowy zawiera osiem grup pierwiastków. Każda grupa składa się z dwóch podgrup: główny i boczny. Główne są oznaczone literą A, i boczne - listownie B. Podgrupa główna zawiera więcej elementów niż podgrupa drugorzędna. Główna podgrupa zawiera elementy s i p, podczas gdy podgrupa drugorzędna zawiera elementy d.
Grupa- kolumna układu okresowego, która łączy w sobie pierwiastki chemiczne wykazujące podobieństwo chemiczne ze względu na podobne konfiguracje elektronowe warstwy walencyjnej. Jest to podstawowa zasada budowy układu okresowego. Uważaj, że to nie jest przykład elementów z pierwszych dwóch grup.
Patka. 1
Tabela pokazuje, że pierwiastki pierwszej grupy głównej podgrupy mają jeden elektron walencyjny. Elementy drugiej grupy głównej podgrupy mają dwa elektrony walencyjne.
Niektóre z głównych podgrup mają swoje specjalne nazwy:
Patka. 2
Struna, zwana kropką, to sekwencja pierwiastków ułożonych w kolejności rosnącego ładunku jądrowego, która zaczyna się od metalu alkalicznego (lub wodoru), a kończy na gazie szlachetnym.
Numer okres jest ilość poziomów elektronicznych w atomie.
Istnieją dwie główne opcje reprezentacji układu okresowego: długookresowy, w którym wyróżnia się 18 grup (ryc. 3) i krótkookresowy, w którym występuje 8 grup, ale wprowadza się pojęcie podgrup głównych i drugorzędnych (ryc. 1).
Praca domowa
1. Nr 3-5 (s. 22) Rudzitis G.E. Chemia. Podstawy chemii ogólnej. Klasa 11: podręcznik dla placówek oświatowych: poziom podstawowy / G.E. Rudzitis, F.G. Feldmana. - 14 wyd. - M.: Edukacja, 2012.
2. Porównaj konfigurację elektronową atomów węgla i krzemu. Jakie stopnie wartościowości i utlenienia mogą wykazywać w związkach chemicznych? Podaj wzory związków tych pierwiastków z wodorem. Podaj wzory ich związków z tlenem na najwyższym stopniu utlenienia.
3. Napisz wzory elektroniczne powłok zewnętrznych następujących pierwiastków: 14 Si, 15 P, 16 S, 17 Cl, 34 Se, 52 Te. Trzy pierwiastki z tej serii są analogami chemicznymi (wykazują podobne właściwości chemiczne). Czym są te elementy?
1. Udowodnij, że okresowe prawo D. I. Mendelejewa, jak każde inne prawo natury, pełni funkcje wyjaśniające, uogólniające i predykcyjne. Podaj przykłady ilustrujące te funkcje innych praw znanych Ci z lekcji chemii, fizyki i biologii.
Prawo okresowości Mendelejewa jest jednym z podstawowych praw chemii. Można argumentować, że cała współczesna chemia jest na nim zbudowana. Wyjaśnia zależność właściwości atomów od ich budowy, uogólnia tę zależność dla wszystkich pierwiastków, dzieląc je na różne grupy, a także przewiduje ich właściwości w zależności od budowy i budowę w zależności od właściwości.
Istnieją inne prawa, które pełnią funkcje wyjaśniające, uogólniające i predykcyjne. Na przykład prawo zachowania energii, prawo załamania światła, prawo genetyczne Mendla.
2. Nazwij pierwiastek chemiczny, w którego atomie elektrony są ułożone w poziomach według szeregu liczb: 2, 5. Jaka prosta substancja tworzy ten pierwiastek? Jaki jest wzór jego związku wodoru i jaka jest jego nazwa? Jaki wzór ma najwyższy tlenek tego pierwiastka, jaki jest jego charakter? Zapisz równania reakcji charakteryzujące właściwości tego tlenku.
3. Beryl był kiedyś zaliczany do pierwiastków grupy III, a jego względna masa atomowa wynosiła 13,5. Dlaczego D. I. Mendelejew przeniósł go do grupy II i poprawił masę atomową berylu z 13,5 na 9?
Wcześniej pierwiastek beryl był błędnie przypisywany do grupy III. Powodem tego było błędne określenie masy atomowej berylu (zamiast 9 uznano ją za równą 13,5). DI Mendelejew zasugerował, że beryl należy do grupy II na podstawie właściwości chemicznych pierwiastka. Właściwości berylu były bardzo podobne do właściwości Mg i Ca, a zupełnie inne niż Al. Wiedząc, że masy atomowe Li i B, pierwiastków sąsiadujących z Be, wynoszą odpowiednio 7 i 11, DI Mendelejew zasugerował, że masa atomowa berylu wynosi 9.
4. Napisz równania reakcji między substancją prostą utworzoną przez pierwiastek chemiczny, w atomie której elektrony są rozłożone na poziomach energetycznych według szeregu liczb: 2, 8, 8, 2, a substancjami prostymi utworzonymi przez pierwiastki nr 7 i nr 8 w układzie okresowym. Jaki rodzaj wiązania chemicznego występuje w produktach reakcji? Jaka jest struktura krystaliczna początkowych substancji prostych i produktów ich interakcji?
5. Uporządkuj następujące pierwiastki w kolejności wzmacniania właściwości metalicznych: As, Sb, N, P, Bi. Uzasadnij otrzymany szereg w oparciu o budowę atomów tych pierwiastków.
N, P, As, Sb, Bi - wzmocnienie właściwości metalicznych. Właściwości metaliczne w grupach są ulepszone.
6. Uporządkuj następujące pierwiastki w kolejności wzmacniania właściwości niemetalicznych: Si, Al, P, S, Cl, Mg, Na. Uzasadnij otrzymany szereg w oparciu o budowę atomów tych pierwiastków.
Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl - wzmocnienie właściwości niemetalicznych. W okresach poprawiają się właściwości niemetaliczne.
7. Ułóż w kolejności osłabienia właściwości kwasowych tlenków, których wzory to: SiO2, P2O5, Al2O3, Na2O, MgO, Cl2O7. Uzasadnij powstały szereg. Zapisz wzory wodorotlenków odpowiadające tym tlenkom. Jak zmienia się ich kwaśny charakter w zaproponowanej przez Ciebie serii?
8. Napisz wzory tlenków boru, berylu i litu i uporządkuj je rosnąco według głównych właściwości. Zapisz wzory wodorotlenków odpowiadające tym tlenkom. Jaka jest ich natura chemiczna?
9. Co to są izotopy? W jaki sposób odkrycie izotopów przyczyniło się do powstania prawa okresowości?
Układ okresowy pierwiastków odzwierciedla związek pierwiastków chemicznych. Liczba atomowa pierwiastka jest równa ładunkowi jądra, liczbowo jest równa liczbie protonów. Liczba neutronów zawartych w jądrach jednego pierwiastka, w przeciwieństwie do liczby protonów, może być różna. Atomy tego samego pierwiastka, których jądra zawierają różną liczbę neutronów, nazywane są izotopami.
Każdy pierwiastek chemiczny ma kilka izotopów (naturalnych lub sztucznych). Masa atomowa pierwiastka chemicznego jest równa średniej wartości mas wszystkich jego naturalnych izotopów, biorąc pod uwagę ich obfitość.
Wraz z odkryciem izotopów ładunki jąder, a nie ich masy atomowe, zaczęto wykorzystywać do dystrybucji pierwiastków w układzie okresowym.
10. Dlaczego ładunki jąder atomowych pierwiastków w układzie okresowym D. I. Mendelejewa zmieniają się monotonicznie, tj. ładunek jądra każdego kolejnego pierwiastka wzrasta o jeden w porównaniu z ładunkiem jądra atomowego poprzedniego pierwiastka i właściwości pierwiastków i tworzonych przez nie substancji zmieniają się okresowo?
Wynika to z faktu, że właściwości pierwiastków i ich związków nie zależą od całkowitej liczby elektronów, a jedynie od elektronów walencyjnych znajdujących się na ostatniej warstwie. Liczba elektronów walencyjnych zmienia się okresowo, dlatego właściwości pierwiastków również zmieniają się okresowo.
11. Podaj trzy sformułowania prawa okresowości, w których względna masa atomowa, ładunek jądra atomowego i struktura poziomów energii zewnętrznej w powłoce elektronowej atomu są traktowane jako podstawa do usystematyzowania pierwiastków chemicznych.
1. Właściwości pierwiastków chemicznych i tworzonych przez nie substancji są w okresowej zależności od względnych mas atomowych pierwiastków.
2. Właściwości pierwiastków chemicznych i tworzonych przez nie substancji są w okresowej zależności od ładunku jąder atomowych pierwiastków.
3. Właściwości pierwiastków chemicznych i tworzonych przez nie substancji są w okresowej zależności od struktury zewnętrznych poziomów energii w powłoce elektronowej atomu.
Prawo okresowe D.I. Mendelejewa.
Właściwości pierwiastków chemicznych, a zatem właściwości tworzonych przez nie prostych i złożonych ciał, są w okresowej zależności od wielkości masy atomowej.
Fizyczne znaczenie prawa okresowości.
Fizyczne znaczenie prawa okresowości polega na okresowej zmianie właściwości pierwiastków, w wyniku okresowo powtarzających się e-tych powłok atomów, z kolejnym wzrostem n.
Nowoczesne sformułowanie PZ DI Mendelejewa.
Właściwość pierwiastków chemicznych, jak również właściwości tworzonych przez nie prostych lub złożonych substancji, jest w okresowej zależności od wielkości ładunku jąder ich atomów.
Układ okresowy pierwiastków.
Układ okresowy - system klasyfikacji pierwiastków chemicznych, stworzony na podstawie prawa okresowości. Układ okresowy - ustala związki między pierwiastkami chemicznymi odzwierciedlające ich podobieństwa i różnice.
Układ okresowy (są dwa rodzaje: krótki i długi) pierwiastków.
Układ okresowy pierwiastków jest graficzną reprezentacją układu okresowego pierwiastków, składa się z 7 okresów i 8 grup.
Pytanie 10
Układ okresowy i budowa powłok elektronowych atomów pierwiastków.
Później odkryto, że nie tylko numer seryjny elementu ma głębokie znaczenie fizyczne, ale także inne rozważane wcześniej pojęcia również stopniowo nabierały znaczenia fizycznego. Na przykład numer grupy, wskazujący najwyższą wartościowość pierwiastka, ujawnia w ten sposób maksymalną liczbę elektronów atomu danego pierwiastka, które mogą uczestniczyć w tworzeniu wiązania chemicznego.
Z kolei numer okresu okazał się powiązany z liczbą poziomów energetycznych obecnych w powłoce elektronowej atomu pierwiastka z danego okresu.
I tak np. „współrzędne” cyny Sn (numer seryjny 50, okres 5, główna podgrupa grupy IV) oznaczają, że w atomie cyny jest 50 elektronów, są one rozłożone na 5 poziomach energii, tylko 4 elektrony są wartościowościowe .
Fizyczne znaczenie znajdowania elementów w podgrupach różnych kategorii jest niezwykle ważne. Okazuje się, że dla pierwiastków znajdujących się w podgrupach kategorii I, następny (ostatni) elektron znajduje się na s-podpoziom poziom zewnętrzny. Elementy te należą do rodziny elektronów. Dla atomów pierwiastków znajdujących się w podgrupach kategorii II następny elektron znajduje się na p-podpoziom poziom zewnętrzny. Są to elementy rodziny elektronów „p”, a więc kolejny 50 elektron atomów cyny znajduje się na podpoziomie p zewnętrznego, czyli 5 poziomie energetycznym.
Dla atomów pierwiastków podgrup kategorii III następny elektron znajduje się na d-podpoziom, ale już przed poziomem zewnętrznym są to elementy elektronicznej rodziny „d”. W przypadku atomów lantanowców i aktynowców następny elektron znajduje się na podpoziomie f, przed poziomem zewnętrznym. Są to elementy rodziny elektroniki "F".
Nie jest zatem przypadkiem, że liczby podgrup tych 4 kategorii wymienionych powyżej, to znaczy 2-6-10-14, pokrywają się z maksymalną liczbą elektronów na podpoziomach s-p-d-f.
Okazuje się jednak, że można rozwiązać problem kolejności zapełniania powłoki elektronowej i wyprowadzić wzór elektronowy dla atomu dowolnego pierwiastka i na podstawie układu okresowego, który wyraźnie wskazuje poziom i podpoziom każdego kolejnego elektron. Układ okresowy wskazuje również na ułożenie pierwiastków jeden po drugim w okresy, grupy, podgrupy oraz rozkład ich elektronów według poziomów i podpoziomów, ponieważ każdy pierwiastek ma swój własny, charakteryzujący ostatni elektron. Jako przykład przeanalizujmy kompilację elektronicznego wzoru na atom cyrkonu (Zr). Układ okresowy podaje wskaźniki i „współrzędne” tego pierwiastka: numer porządkowy 40, okres 5, grupa IV, podgrupa boczna. Pierwsze wnioski: a) wszystkie 40 elektronów, b) te 40 elektronów jest rozmieszczonych na pięciu poziomach energii; z 40 elektronów tylko 4 są walencyjne, d) kolejny 40 elektron wszedł na d-podpoziom przed zewnętrznym, czyli czwartym poziomem energetycznym. Podobne wnioski można wyciągnąć o każdym z 39 pierwiastków poprzedzających cyrkon, tylko wskaźniki i współrzędne być za każdym razem inny.
