Është shkruar në formën e të ashtuquajturave formula elektronike. Në formulat elektronike, shkronjat s, p, d, f tregojnë nënnivelet e energjisë të elektroneve; numrat para shkronjave tregojnë nivelin e energjisë në të cilin ndodhet elektroni i dhënë, dhe indeksi në pjesën e sipërme djathtas është numri i elektroneve në këtë nënnivel. Për të hartuar formulën elektronike të një atomi të çdo elementi, mjafton të dihet numri i këtij elementi në sistemin periodik dhe të plotësohen dispozitat themelore që rregullojnë shpërndarjen e elektroneve në atom.
Struktura e shtresës elektronike të një atomi mund të përshkruhet gjithashtu në formën e një rregullimi të elektroneve në qelizat energjetike.
Për atomet e hekurit, një skemë e tillë ka formën e mëposhtme:
Ky diagram tregon qartë zbatimin e rregullit të Hundit. Në nënnivelin 3d, numri maksimal i qelizave (katër) është i mbushur me elektrone të paçiftuara. Imazhi i strukturës së shtresës elektronike në atom në formën e formulave elektronike dhe në formën e diagrameve nuk pasqyron qartë vetitë valore të elektronit.
Formulimi i ligjit periodik i ndryshuar PO. Mendelejevi : vetitë e trupave të thjeshtë, si dhe format dhe vetitë e përbërjeve të elementeve, janë në një varësi periodike nga madhësia e peshave atomike të elementeve.
Formulimi modern i Ligjit Periodik: vetitë e elementeve, si dhe format dhe vetitë e përbërjeve të tyre, janë në një varësi periodike nga ngarkesa e bërthamës së atomeve të tyre.
Kështu, ngarkesa pozitive e bërthamës (në vend të masës atomike) doli të ishte një argument më i saktë nga i cili varen vetitë e elementeve dhe përbërjeve të tyre.
Valence- është numri i lidhjeve kimike që një atom është i lidhur me një tjetër.
Mundësitë e valencës së një atomi përcaktohen nga numri i elektroneve të paçiftëzuara dhe prania e orbitaleve të lira atomike në nivelin e jashtëm. Struktura e niveleve të jashtme të energjisë së atomeve elementet kimike dhe përcakton në thelb vetitë e atomeve të tyre. Prandaj, këto nivele quhen nivele valence. Elektronet e këtyre niveleve, dhe nganjëherë të niveleve para-eksterne, mund të marrin pjesë në formimin e lidhjeve kimike. Elektrone të tilla quhen edhe elektrone valente.
Valenca stekiometrike element kimik - është numri i ekuivalentëve që një atom i caktuar mund t'i bashkëngjisë vetes, ose është numri i ekuivalentëve në një atom.
Ekuivalentët përcaktohen nga numri i atomeve të hidrogjenit të bashkangjitur ose të zëvendësuar, prandaj, valenca stoikiometrike është e barabartë me numrin e atomeve të hidrogjenit me të cilët ndërvepron ky atom. Por jo të gjithë elementët ndërveprojnë lirshëm, por pothuajse gjithçka ndërvepron me oksigjenin, kështu që valenca stoikiometrike mund të përkufizohet si dyfishi i numrit të atomeve të oksigjenit të bashkangjitur.
Për shembull, valenca stoikiometrike e squfurit në sulfid hidrogjeni H 2 S është 2, në oksid SO 2 - 4, në oksid SO 3 -6.
Kur përcaktoni valencën stoikiometrike të një elementi sipas formulës së një përbërje binar, duhet të udhëhiqet nga rregulli: valenca totale e të gjitha atomeve të një elementi duhet të jetë e barabartë me valencën totale të të gjithë atomeve të një elementi tjetër.
Gjendja e oksidimit gjithashtu karakterizon përbërjen e substancës dhe është e barabartë me valencën stekiometrike me një shenjë plus (për një metal ose një element më elektropozitiv në një molekulë) ose minus.
1. Te substancat e thjeshta, gjendja e oksidimit të elementeve është zero.
2. Gjendja e oksidimit të fluorit në të gjitha përbërjet është -1. Halogjenët e mbetur (klor, brom, jod) me metale, hidrogjen dhe elementë të tjerë më elektropozitiv gjithashtu kanë gjendje oksidimi prej -1, por në përbërjet me më shumë elementë elektronegativë kanë gjendje oksidimi pozitiv.
3. Oksigjeni në përbërje ka gjendje oksidimi -2; bëjnë përjashtim peroksidi i hidrogjenit H 2 O 2 dhe derivatet e tij (Na 2 O 2, BaO 2, etj., në të cilat oksigjeni ka një gjendje oksidimi prej -1, si dhe fluori i oksigjenit prej 2, në të cilin gjendja e oksidimit të oksigjenit është +2.
4. Elementet alkaline (Li, Na, K etj.) dhe elementet e nengrupit kryesor te grupit te dyte te sistemit Periodik (Be, Mg, Ca etj.) kane gjithmone gjendje oksidimi te barabarte me numrin e grupit, qe është, përkatësisht +1 dhe +2 .
5. Të gjithë elementët e grupit të tretë, përveç taliumit, kanë gjendje oksidimi konstante të barabartë me numrin e grupit, d.m.th. +3.
6. Gjendja më e lartë e oksidimit të një elementi është e barabartë me numrin e grupit të sistemit Periodik, dhe më e ulëta është diferenca: numri i grupit është 8. Për shembull, gjendja më e lartë e oksidimit të azotit (ai ndodhet në grupin e pestë) është +5 (në acidin nitrik dhe kripërat e tij), dhe më e ulëta është -3 (në kripërat e amoniakut dhe të amonit).
7. Gjendjet e oksidimit të elementeve në përbërje kompensojnë njëri-tjetrin në mënyrë që shuma e tyre për të gjithë atomet në një molekulë ose një njësi të formulës neutrale të jetë zero, dhe për një jon - ngarkesa e tij.
Këto rregulla mund të përdoren për të përcaktuar gjendjen e panjohur të oksidimit të një elementi në një përbërje, nëse dihen gjendjet e oksidimit të pjesës tjetër, dhe për të formuluar komponime me shumë elementë.
Shkalla e oksidimit (numri i oksidimit,) — vlerë e kushtëzuar ndihmëse për regjistrimin e proceseve të reaksioneve të oksidimit, reduktimit dhe redoks.
koncept gjendja e oksidimit shpesh përdoret në kiminë inorganike në vend të konceptit valencë. Gjendja e oksidimit të një atomi është e barabartë me vlerën numerike të ngarkesës elektrike që i atribuohet atomit, duke supozuar se çiftet e elektroneve që kryejnë lidhjen janë plotësisht të njëanshme drejt atomeve më elektronegative (d.m.th., bazuar në supozimin se përbërja përbëhet vetëm i joneve).
Gjendja e oksidimit korrespondon me numrin e elektroneve që duhet t'i shtohen një joni pozitiv për ta reduktuar atë në një atom neutral, ose të merret nga një jon negativ për ta oksiduar atë në një atom neutral:
Al 3+ + 3e − → Al
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)
Vetitë e elementeve, në varësi të strukturës së shtresës elektronike të atomit, ndryshojnë sipas periudhave dhe grupeve të sistemit periodik. Meqenëse në serinë e elementeve analoge strukturat elektronike janë vetëm të ngjashme, por jo identike, atëherë në kalimin nga një element i grupit në tjetrin, për ta nuk ekziston një përsëritje e thjeshtë e vetive, por ndryshimi i rregullt i tyre pak a shumë i shprehur qartë.
Natyra kimike e një elementi përcaktohet nga aftësia e atomit të tij për të humbur ose fituar elektrone. Kjo aftësi matet nga vlerat e energjive të jonizimit dhe afinitetit të elektroneve.
Energjia e jonizimit (Ei) është sasia minimale e energjisë e nevojshme për shkëputjen dhe largimin e plotë të një elektroni nga një atom në fazën e gazit në T = 0
K pa transferuar energji kinetike në elektronin e çliruar me shndërrimin e atomit në një jon të ngarkuar pozitivisht: E + Ei = E + + e-. Energjia e jonizimit është një vlerë pozitive dhe ka vlerat më të ulëta për atomet e metaleve alkali dhe më të lartat për atomet e gazit fisnik (inert).
Afiniteti i elektroneve (Ee) është energjia e çliruar ose e absorbuar kur një elektron lidhet me një atom në fazën e gazit në T = 0
K me shndërrimin e atomit në një jon të ngarkuar negativisht pa transferuar energji kinetike në grimcë:
E + e- = E- + Ee.
Halogjenët, veçanërisht fluori, kanë afinitetin maksimal të elektroneve (Ee = -328 kJ/mol).
Vlerat e Ei dhe Ee shprehen në kiloxhaul për mol (kJ/mol) ose në elektron volt për atom (eV).
Aftësia e një atomi të lidhur për të zhvendosur elektronet e lidhjeve kimike drejt vetes, duke rritur densitetin e elektroneve rreth vetes quhet elektronegativiteti.
Ky koncept u fut në shkencë nga L. Pauling. Elektronegativitetishënohet me simbolin ÷ dhe karakterizon prirjen e një atomi të caktuar për të bashkuar elektronet kur ai formon një lidhje kimike.
Sipas R. Maliken, elektronegativiteti i një atomi vlerësohet me gjysmën e shumës së energjive të jonizimit dhe afinitetit elektronik të atomeve të lira h = (Ee + Ei)/2
Në periudha, ka një tendencë të përgjithshme për një rritje të energjisë së jonizimit dhe elektronegativitetit me një rritje të ngarkesës së bërthamës atomike; në grupe, këto vlera ulen me një rritje të numrit rendor të elementit.
Duhet theksuar se një elementi nuk mund t'i caktohet një vlerë konstante të elektronegativitetit, pasi varet nga shumë faktorë, në veçanti, nga gjendja e valencës së elementit, nga lloji i përbërjes në të cilën ai hyn, nga numri dhe lloji i atomeve fqinje. .
Rrezet atomike dhe jonike. Dimensionet e atomeve dhe joneve përcaktohen nga dimensionet e shtresës elektronike. Sipas koncepteve mekanike kuantike, guaska elektronike nuk ka kufij të përcaktuar rreptësisht. Prandaj, për rrezen e një atomi ose joni të lirë, mund të marrim Distanca e llogaritur teorikisht nga bërthama në pozicionin e densitetit maksimal kryesor të reve elektronike të jashtme. Kjo distancë quhet rrezja orbitale. Në praktikë, zakonisht përdoren vlerat e rrezeve të atomeve dhe joneve në komponime, të llogaritura nga të dhënat eksperimentale. Në këtë rast dallohen rrezet kovalente dhe metalike të atomeve.
Varësia e rrezeve atomike dhe jonike nga ngarkesa e bërthamës së një atomi të një elementi dhe është periodike. Në periudha, me rritjen e numrit atomik, rrezet priren të ulen. Rënia më e madhe është tipike për elementët e periudhave të vogla, pasi niveli i jashtëm elektronik është i mbushur në to. Në periudha të mëdha në familjet e elementeve d dhe f, ky ndryshim është më pak i mprehtë, pasi mbushja e elektroneve në to ndodh në shtresën para-eksterne. Në nëngrupe, rrezet e atomeve dhe joneve të të njëjtit lloj në përgjithësi rriten.
Sistemi periodik i elementeve është një shembull i qartë i manifestimit të llojeve të ndryshme të periodicitetit në vetitë e elementeve, i cili vërehet horizontalisht (në një periudhë nga e majta në të djathtë), vertikalisht (në një grup, për shembull, nga lart poshtë. ), diagonalisht, d.m.th. disa veti të atomit rriten ose zvogëlohen, por periodiciteti ruhet.
Në periudhën nga e majta në të djathtë (→), vetitë oksiduese dhe jometalike të elementeve rriten, ndërsa vetitë reduktuese dhe metalike ulen. Pra, nga të gjithë elementët e periudhës 3, natriumi do të jetë më i madhi metal aktiv dhe agjenti më i fortë reduktues, ndërsa klori është agjenti më i fortë oksidues.
lidhje kimike- kjo është ndërlidhja e atomeve në një molekulë, ose rrjetë kristalore, si rezultat i veprimit të forcave elektrike të tërheqjes midis atomeve.
Ky është ndërveprimi i të gjitha elektroneve dhe të gjitha bërthamave, duke çuar në formimin e një sistemi të qëndrueshëm, poliatomik (radikal, jon molekular, molekulë, kristal).
Lidhja kimike kryhet nga elektronet valente. Sipas koncepteve moderne, lidhja kimike ka një natyrë elektronike, por ajo kryhet në mënyra të ndryshme. Prandaj, ekzistojnë tre lloje kryesore të lidhjeve kimike: kovalente, jonike, metalike Ndërmjet molekulave lind lidhje hidrogjenore, dhe të ndodhë ndërveprimet van der Waals.
Karakteristikat kryesore të një lidhjeje kimike janë:
- gjatësia e lidhjes - është distanca ndërbërthamore ndërmjet atomeve të lidhura kimikisht.
Varet nga natyra e atomeve që ndërveprojnë dhe nga shumëfishimi i lidhjes. Me një rritje të shumëfishimit, gjatësia e lidhjes zvogëlohet, dhe, rrjedhimisht, forca e saj rritet;
- shumëfishimi i lidhjes - përcaktohet nga numri i çifteve të elektroneve që lidhin dy atome. Ndërsa shumëzimi rritet, energjia e lidhjes rritet;
- këndi i lidhjes- këndi ndërmjet vijave të drejta imagjinare që kalojnë nëpër bërthamat e dy atomeve fqinjë të ndërlidhur kimikisht;
Energjia e lidhjes E CB - kjo është energjia që lirohet gjatë formimit të kësaj lidhjeje dhe shpenzohet për thyerjen e saj, kJ / mol.
lidhje kovalente - Një lidhje kimike e formuar nga ndarja e një çifti elektronesh me dy atome.
Shpjegimi i lidhjes kimike me shfaqjen e çifteve të përbashkëta elektronike midis atomeve formoi bazën e teorisë spin të valencës, mjeti i së cilës është metoda e lidhjes së valencës (MVS) , zbuluar nga Lewis në vitin 1916. Për përshkrimin mekanik kuantik të lidhjes kimike dhe strukturës së molekulave, përdoret një metodë tjetër - Metoda orbitale molekulare (MMO) .
Metoda e lidhjes së valencës
Parimet themelore të formimit të një lidhjeje kimike sipas MVS:
1. Një lidhje kimike formohet për shkak të elektroneve valente (të paçiftuara).
2. Elektronet me rrotullime antiparalele që u përkasin dy atomeve të ndryshme bëhen të zakonshme.
3. Një lidhje kimike krijohet vetëm nëse, kur dy ose më shumë atome i afrohen njëri-tjetrit, energjia totale e sistemit zvogëlohet.
4. Forcat kryesore që veprojnë në molekulë janë me origjinë elektrike, nga Kulon.
5. Sa më e fortë të jetë lidhja, aq më shumë mbivendosen retë elektronike ndërvepruese.
Ekzistojnë dy mekanizma për formimin e një lidhje kovalente:
mekanizmi i shkëmbimit. Lidhja formohet duke ndarë elektronet e valencës së dy atomeve neutrale. Çdo atom i jep një elektron të paçiftuar një çifti elektronik të përbashkët:
Oriz. 7. Mekanizmi i shkëmbimit për formimin e një lidhje kovalente: a- jo polare; b- polare
Mekanizmi dhurues-pranues. Një atom (dhurues) siguron një çift elektronik, dhe një atom tjetër (pranues) siguron një orbital bosh për këtë çift.
lidhjet, i edukuar sipas mekanizmit dhurues-pranues, i përkasin komponimet komplekse
 |
Oriz. 8. Mekanizmi dhurues-pranues i formimit të lidhjes kovalente
Një lidhje kovalente ka karakteristika të caktuara.
Ngopshmëria - vetia e atomeve për të formuar një numër të përcaktuar rreptësisht të lidhjeve kovalente. Për shkak të ngopjes së lidhjeve, molekulat kanë një përbërje të caktuar.
|
Orientimi - t . e) lidhja krijohet në drejtim të mbivendosjes maksimale të reve elektronike . Në lidhje me vijën që lidh qendrat e atomeve që formojnë një lidhje, ekzistojnë: σ dhe π (Fig. 9): σ-lidhja - e formuar nga mbivendosja e AO përgjatë vijës që lidh qendrat e atomeve që ndërveprojnë; Një lidhje π është një lidhje që ndodh në drejtimin e një boshti pingul me vijën e drejtë që lidh bërthamat e një atomi. Orientimi i lidhjes përcakton strukturën hapësinore të molekulave, d.m.th., formën e tyre gjeometrike. hibridizimi - është një ndryshim në formën e disa orbitaleve në formimin e një lidhjeje kovalente për të arritur një mbivendosje më efikase të orbitaleve. Lidhja kimike e formuar me pjesëmarrjen e elektroneve të orbitaleve hibride është më e fortë se lidhja me pjesëmarrjen e elektroneve të orbitaleve johibride s dhe p, pasi ka më shumë mbivendosje. Ekzistojnë llojet e mëposhtme të hibridizimit (Fig. 10, Tabela 31): |
hibridizimi sp - një orbitale s dhe një orbitale p kthehen në dy orbitale identike "hibride", këndi ndërmjet boshteve të të cilave është 180°. Molekulat në të cilat ndodh hibridizimi sp kanë një gjeometri lineare (BeCl 2).hibridizimi sp 2- një orbitale s dhe dy orbitale p kthehen në tre orbitale identike "hibride", këndi midis boshteve të të cilave është 120°. Molekulat në të cilat kryhet hibridizimi sp 2 kanë një gjeometri të sheshtë (BF 3, AlCl 3).
sp 3-hibridizimi- një orbitale s dhe tre orbitale p kthehen në katër orbitale identike "hibride", këndi midis boshteve të të cilave është 109 ° 28 ". Molekulat në të cilat ndodh hibridizimi sp 3 kanë një gjeometri tetraedrale (CH 4 , NH3).
Oriz. 10. Llojet e hibridizimit të orbitaleve të valencës: a - sp-hibridizimi i orbitaleve valente; b - sp2- hibridizimi i orbitaleve të valencës; në - sp 3 - hibridizimi i orbitaleve të valencës
mos humbisni. Abonohuni dhe merrni një lidhje për artikullin në emailin tuaj.
Kushdo që shkonte në shkollë kujton se një nga lëndët e nevojshme për të studiuar ishte kimia. Ajo mund ta pëlqente, ose nuk mund ta pëlqente - nuk ka rëndësi. Dhe ka të ngjarë që shumë njohuri në këtë disiplinë tashmë janë harruar dhe nuk zbatohen në jetë. Sidoqoftë, të gjithë ndoshta e mbajnë mend tabelën e elementeve kimike të D. I. Mendeleev. Për shumë, ajo ka mbetur një tabelë shumëngjyrëshe, ku në çdo katror janë gdhendur shkronja të caktuara, që tregojnë emrat e elementëve kimikë. Por këtu nuk do të flasim për kiminë si të tillë, dhe do të përshkruajmë qindra reaksione dhe procese kimike, por do të flasim se si u shfaq në përgjithësi tabela periodike - kjo histori do të jetë me interes për çdo person, dhe në të vërtetë për të gjithë ata që duan informacion interesant dhe i dobishëm.
Pak sfond
Në vitin 1668, kimisti, fizikani dhe teologu i shquar irlandez Robert Boyle botoi një libër në të cilin u hodhën poshtë shumë mite rreth alkimisë dhe në të cilin ai foli për nevojën për të kërkuar elemente kimike të pazbërthyeshme. Shkencëtari dha gjithashtu një listë të tyre, të përbërë nga vetëm 15 elementë, por lejoi idenë se mund të ketë më shumë elementë. Kjo u bë pikënisja jo vetëm në kërkimin e elementeve të reja, por edhe në sistemimin e tyre.
Njëqind vjet më vonë, kimisti francez Antoine Lavoisier përpiloi një listë të re, e cila tashmë përfshinte 35 elementë. 23 prej tyre më vonë u zbuluan se ishin të pazbërthyeshme. Por kërkimi për elementë të rinj vazhdoi nga shkencëtarët në mbarë botën. Dhe rolin kryesor në këtë proces e luajti kimisti i famshëm rus Dmitry Ivanovich Mendeleev - ai ishte i pari që parashtroi hipotezën se mund të kishte një marrëdhënie midis masës atomike të elementeve dhe vendndodhjes së tyre në sistem.
Falë punës së mundimshme dhe krahasimit të elementeve kimike, Mendeleev ishte në gjendje të zbulonte një marrëdhënie midis elementeve në të cilat ata mund të jenë një, dhe vetitë e tyre nuk janë diçka që merret si e mirëqenë, por janë një fenomen që përsëritet periodikisht. Si rezultat, në shkurt 1869, Mendeleev formuloi ligjin e parë periodik, dhe tashmë në mars, raporti i tij "Marrëdhënia e vetive me peshën atomike të elementeve" iu dorëzua Shoqatës Kimike Ruse nga historiani i kimisë N. A. Menshutkin. Më pas, në të njëjtin vit, botimi i Mendeleev u botua në revistën Zeitschrift fur Chemie në Gjermani, dhe në 1871 një botim i ri i gjerë i shkencëtarit kushtuar zbulimit të tij u botua nga një tjetër revistë gjermane Annalen der Chemie.
Krijimi i një Tabele Periodike
Deri në vitin 1869, ideja kryesore ishte formuar tashmë nga Mendelejevi, dhe në një kohë mjaft të shkurtër, por ai nuk mund ta zyrtarizonte atë në asnjë lloj sistemi të rregulluar që tregon qartë se çfarë ishte ajo që ai nuk mundi për një kohë të gjatë. Në një nga bisedat me kolegun e tij A. A. Inostrantsev, ai madje tha se gjithçka kishte funksionuar tashmë në kokën e tij, por ai nuk mund të sillte gjithçka në tryezë. Pas kësaj, sipas biografëve të Mendelejevit, ai filloi punën e mundimshme në tryezën e tij, e cila zgjati tre ditë pa pushim për gjumë. U zgjidhën të gjitha llojet e mënyrave për të organizuar elementët në një tabelë, dhe puna ishte e ndërlikuar nga fakti se në atë kohë shkenca nuk dinte ende për të gjithë elementët kimikë. Por, pavarësisht kësaj, tabela ende u krijua dhe elementët u sistemuan.
Legjenda e ëndrrës së Mendelejevit
Shumë kanë dëgjuar historinë që D. I. Mendeleev ëndërroi për tryezën e tij. Ky version u shpërnda në mënyrë aktive nga kolegu i lartpërmendur i Mendeleev, A. A. Inostrantsev, si një histori qesharake me të cilën ai argëtoi studentët e tij. Ai tha se Dmitry Ivanovich shkoi në shtrat dhe në një ëndërr pa qartë tryezën e tij, në të cilën të gjithë elementët kimikë ishin rregulluar në rendin e duhur. Pas kësaj, studentët madje bënë shaka se në të njëjtën mënyrë u zbulua vodka 40°. Por kishte ende parakushte reale për historinë e gjumit: siç u përmend tashmë, Mendeleev punoi në tryezë pa gjumë dhe pushim, dhe Inostrantsev dikur e gjeti atë të lodhur dhe të rraskapitur. Pasdite, Mendeleev vendosi të bënte një pushim, dhe disa kohë më vonë, ai u zgjua befas, mori menjëherë një copë letër dhe përshkroi një tryezë të gatshme mbi të. Por vetë shkencëtari e hodhi poshtë këtë histori me një ëndërr, duke thënë: "Unë kam qenë duke menduar për të për ndoshta njëzet vjet, dhe ju mendoni: isha ulur dhe papritmas ... është gati". Pra, legjenda e ëndrrës mund të jetë shumë tërheqëse, por krijimi i tryezës u bë i mundur vetëm me punë të palodhur.
Punë të mëtejshme
Në periudhën nga 1869 deri në 1871, Mendeleev zhvilloi idetë e periodicitetit, ndaj të cilave ishte i prirur komuniteti shkencor. Dhe një nga fazat e rëndësishme të këtij procesi ishte të kuptuarit se çdo element në sistem duhet të vendoset bazuar në tërësinë e vetive të tij në krahasim me vetitë e elementeve të tjerë. Bazuar në këtë, si dhe në bazë të rezultateve të hulumtimit në ndryshimin e oksideve që formojnë qelqin, kimisti arriti të ndryshojë vlerat e masave atomike të disa elementëve, ndër të cilët ishin uraniumi, indiumi, beriliumi etj.
Natyrisht, Mendelejevi donte të mbushte sa më shpejt qelizat boshe që mbetën në tabelë dhe në vitin 1870 ai parashikoi se së shpejti do të zbuloheshin elementë kimikë të panjohur për shkencën, masat atomike dhe vetitë e të cilave ai ishte në gjendje t'i llogariste. Të parët prej tyre ishin galium (zbuluar në 1875), skandium (zbuluar në 1879) dhe germanium (zbuluar në 1885). Më pas parashikimet vazhduan të realizoheshin dhe u zbuluan edhe tetë elementë të rinj, duke përfshirë: polonium (1898), renium (1925), teknetium (1937), francium (1939) dhe astatine (1942-1943). Nga rruga, në vitin 1900, D. I. Mendeleev dhe kimisti skocez William Ramsay arritën në përfundimin se elementët e grupit zero gjithashtu duhet të përfshihen në tabelë - deri në vitin 1962 ata quheshin inerte, dhe më pas - gaze fisnike.
Organizimi i sistemit periodik
Elementet kimike në tabelën e D. I. Mendeleev janë renditur në rreshta, në përputhje me rritjen e masës së tyre, dhe gjatësia e rreshtave zgjidhet në mënyrë që elementët në to të kenë veti të ngjashme. Për shembull, gazrat fisnikë si radoni, ksenoni, kriptoni, argoni, neoni dhe heliumi nuk reagojnë lehtësisht me elementë të tjerë, dhe gjithashtu kanë aktivitet të ulët kimik, kjo është arsyeja pse ato ndodhen në kolonën e djathtë. Dhe elementët e kolonës së majtë (kaliumi, natriumi, litiumi, etj.) reagojnë në mënyrë të përsosur me elementë të tjerë, dhe vetë reagimet janë shpërthyese. E thënë thjesht, brenda çdo kolone, elementët kanë veti të ngjashme, që ndryshojnë nga një kolonë në tjetrën. Të gjithë elementët deri në nr.92 gjenden në natyrë dhe me nr.93 fillojnë elemente artificiale që mund të krijohen vetëm në laborator.
Në versionin e tij origjinal, sistemi periodik kuptohej vetëm si një pasqyrim i rendit ekzistues në natyrë dhe nuk kishte shpjegime pse gjithçka duhej të ishte kështu. Dhe vetëm kur u shfaq mekanika kuantike, kuptimi i vërtetë i rendit të elementeve në tabelë u bë i qartë.
Mësime të procesit krijues
Duke folur se cilat mësime të procesit krijues mund të nxirren nga e gjithë historia e krijimit të tabelës periodike të D. I. Mendeleev, mund të citohen si shembull idetë e studiuesit anglez në fushën e të menduarit krijues Graham Wallace dhe shkencëtarit francez. Henri Poincaré. Le t'i marrim ato shkurtimisht.
Sipas Poincaré (1908) dhe Graham Wallace (1926), ekzistojnë katër faza kryesore në të menduarit krijues:
- Trajnimi- faza e formulimit të detyrës kryesore dhe përpjekjet e para për ta zgjidhur atë;
- Inkubacioni- faza gjatë së cilës ka një shpërqendrim të përkohshëm nga procesi, por puna për gjetjen e një zgjidhjeje për problemin kryhet në një nivel nënndërgjegjeshëm;
- depërtim- faza në të cilën gjendet zgjidhja intuitive. Për më tepër, kjo zgjidhje mund të gjendet në një situatë që nuk është absolutisht e rëndësishme për detyrën;
- Ekzaminimi- faza e testimit dhe zbatimit të zgjidhjes, në të cilën bëhet verifikimi i kësaj zgjidhjeje dhe zhvillimi i mundshëm i saj i mëtejshëm.
Siç mund ta shohim, në procesin e krijimit të tabelës së tij, Mendeleev ndoqi në mënyrë intuitive këto katër faza. Se sa efektive është kjo mund të gjykohet nga rezultatet, d.m.th. sepse u krijua tabela. Dhe duke qenë se krijimi i tij ishte një hap i madh përpara jo vetëm për shkencën kimike, por për mbarë njerëzimin, katër fazat e mësipërme mund të zbatohen si për zbatimin e projekteve të vogla ashtu edhe për zbatimin e planeve globale. Gjëja kryesore për të kujtuar është se asnjë zbulim i vetëm, asnjë zgjidhje e vetme për një problem nuk mund të gjendet më vete, pavarësisht sa shumë duam t'i shohim në ëndërr dhe sado që flemë. Për të pasur sukses, qoftë krijimi i një tabele të elementeve kimike apo zhvillimi i një plani të ri marketingu, duhet të keni njohuri dhe aftësi të caktuara, si dhe të përdorni me mjeshtëri potencialin tuaj dhe të punoni shumë.
Ne ju dëshirojmë sukses në përpjekjet tuaja dhe zbatim të suksesshëm të planeve tuaja!
- Së pari, shkruajmë shenjën e kim. element, ku më poshtë në të majtë të shenjës tregojmë numrin rendor të saj.
- Më tej, me numrin e periudhës (nga e cila elementi) ne përcaktojmë numrin e niveleve të energjisë dhe tërheqim pranë shenjës së elementit kimik një numër të tillë harqesh.
- Pastaj, sipas numrit të grupit, numri i elektroneve në nivelin e jashtëm shkruhet nën hark.
- Në nivelin e parë, maksimumi i mundshëm është 2, në të dytin është tashmë 8, në të tretën - deri në 18. Fillojmë të vendosim numra nën harqet përkatëse.
- Numri i elektroneve në nivelin e parafundit duhet të llogaritet si më poshtë: numri i elektroneve tashmë të ngjitura zbritet nga numri serial i elementit.
- Mbetet ta kthejmë qarkun tonë në një formulë elektronike:
- Shkruajmë elementin kimik dhe numrin rendor të tij.Numri tregon numrin e elektroneve në atom.
- Ne bëjmë një formulë. Për ta bërë këtë, duhet të zbuloni numrin e niveleve të energjisë, merret baza për përcaktimin e numrit të periudhës së elementit.
- Ne i ndajmë nivelet në nën-nivele.
Më poshtë mund të shihni një shembull se si të përpiloni saktë formulat elektronike të elementeve kimike.
- fillimisht plotësojmë nënnivelin s, e më pas nënnivelat p-, d-b f;
- sipas rregullit të Kleçkovskit, elektronet mbushin orbitalet sipas rendit të rritjes së energjisë së këtyre orbitaleve;
- sipas rregullit të Hundit, elektronet brenda një nënniveli zënë orbitale të lira një nga një dhe më pas formojnë çifte;
- Sipas parimit Pauli, nuk ka më shumë se 2 elektrone në një orbital.
Formula elektronike e një elementi kimik tregon se sa shtresa elektronike dhe sa elektrone përmbahen në një atom dhe si shpërndahen ato në shtresa.
Për të përpiluar formulën elektronike të një elementi kimik, duhet të shikoni në tabelën periodike dhe të përdorni informacionin e marrë për këtë element. Numri serial i elementit në tabelën periodike korrespondon me numrin e elektroneve në atom. Numri i shtresave elektronike korrespondon me numrin e periudhës, numri i elektroneve në shtresën e fundit elektronike korrespondon me numrin e grupit.
Duhet mbajtur mend se shtresa e parë ka një maksimum prej 2 elektrone 1s2, e dyta - maksimumi 8 (dy s dhe gjashtë p: 2s2 2p6), e treta - një maksimum prej 18 (dy s, gjashtë p dhe dhjetë d: 3s2 3p6 3d10).
Për shembull, formula elektronike e karbonit: C 1s2 2s2 2p2 (numri serial 6, numri i periudhës 2, numri i grupit 4).
Formula elektronike e natriumit: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (numri serial 11, numri i periudhës 3, numri i grupit 1).
Për të kontrolluar korrektësinë e shkrimit të një formule elektronike, mund të shikoni në faqen www.alhimikov.net.
Hartimi i një formule elektronike të elementeve kimike në shikim të parë mund të duket si një detyrë mjaft e ndërlikuar, por gjithçka do të bëhet e qartë nëse i përmbaheni skemës së mëposhtme:
- shkruani së pari orbitalet
- fusim numra para orbitaleve që tregojnë numrin e nivelit të energjisë. Mos harroni formulën për përcaktimin numri maksimal elektronet në nivel energjetik: N=2n2
Dhe si të zbuloni numrin e niveleve të energjisë? Vetëm shikoni tabelën periodike: ky numër është i barabartë me numrin e periudhës në të cilën ndodhet ky element.
- sipër ikonës orbitale shkruajmë një numër që tregon numrin e elektroneve që ndodhen në këtë orbital.
Për shembull, formula elektronike për skadiumin do të dukej kështu.
Detyra e përpilimit të formulës elektronike të një elementi kimik nuk është më e lehta.
Pra, algoritmi për përpilimin e formulave elektronike të elementeve është si më poshtë:
Këtu janë formulat elektronike të disa elementeve kimike:
Ju duhet të kompozoni formulat elektronike të elementeve kimike në këtë mënyrë: duhet të shikoni numrin e elementit në tabelën periodike, duke gjetur kështu sa elektrone ka. Pastaj ju duhet të gjeni numrin e niveleve, i cili është i barabartë me periudhën. Më pas shkruhen dhe plotësohen nënnivelet:
Para së gjithash, ju duhet të përcaktoni numrin e atomeve sipas tabelës periodike.
Për të përpiluar një formulë elektronike, do t'ju duhet sistemi periodik i Mendeleev. Gjeni elementin tuaj kimik atje dhe shikoni periudhën - do të ndodhë është e barabartë me numrin nivelet e energjisë. Numri i grupit do të korrespondojë numerikisht me numrin e elektroneve në nivelin e fundit. Numri i elementit do të jetë sasior i barabartë me numrin e elektroneve të tij.Gjithashtu duhet të dini qartë se ka maksimumi 2 elektrone në nivelin e parë, 8 në të dytin dhe 18 në të tretin.
Këto janë pikat kryesore. Përveç kësaj, në internet (përfshirë faqen tonë të internetit) mund të gjeni informacione me një formulë elektronike të gatshme për secilin element, në mënyrë që të kontrolloni veten.
Përpilimi i formulave elektronike të elementeve kimike është një proces shumë kompleks, nuk mund të bësh pa tabela speciale dhe duhet të përdorësh një grup të tërë formulash. Për ta përmbledhur, duhet të kaloni nëpër këto hapa:
Është e nevojshme të hartohet një diagram orbital në të cilin do të ketë një koncept të ndryshimit midis elektroneve nga njëri-tjetri. Orbitalet dhe elektronet janë të theksuara në diagram.
Elektronet janë të mbushura në nivele, nga poshtë lart dhe kanë disa nënnivele.
Pra, së pari zbulojmë numrin e përgjithshëm të elektroneve të një atomi të caktuar.
Ne plotësojmë formulën sipas një skeme të caktuar dhe e shkruajmë - kjo do të jetë formula elektronike.
Për shembull, për Azotin, kjo formulë duket kështu, së pari kemi të bëjmë me elektronet:
Dhe shkruani formulën:
Të kuptosh parimi i përpilimit të formulës elektronike të një elementi kimik, së pari ju duhet të përcaktoni numrin e përgjithshëm të elektroneve në atom me numrin në tabelën periodike. Pas kësaj, ju duhet të përcaktoni numrin e niveleve të energjisë, duke marrë si bazë numrin e periudhës në të cilën ndodhet elementi.
Pas kësaj, nivelet ndahen në nënnivele, të cilat janë të mbushura me elektrone, bazuar në Parimin e Energjisë së Vogël.
Ju mund të kontrolloni korrektësinë e arsyetimit tuaj duke parë, për shembull, këtu.
Duke përpiluar formulën elektronike të një elementi kimik, mund të zbuloni se sa elektrone dhe shtresa elektronike janë në një atom të veçantë, si dhe rendin në të cilin ato shpërndahen midis shtresave.
Për të filluar, ne përcaktojmë numrin serial të elementit sipas tabelës periodike, ai korrespondon me numrin e elektroneve. Numri i shtresave elektronike tregon numrin e periudhës, dhe numri i elektroneve në shtresën e fundit të atomit korrespondon me numrin e grupit.
6.6. Karakteristikat e strukturës elektronike të atomeve të kromit, bakrit dhe disa elementeve të tjerë
Nëse keni parë me kujdes Shtojcën 4, ndoshta keni vënë re se për atomet e disa elementeve, sekuenca e mbushjes së orbitaleve me elektrone është shkelur. Ndonjëherë këto shkelje quhen "përjashtime", por kjo nuk është kështu - nuk ka përjashtime nga ligjet e Natyrës!
Elementi i parë me një shkelje të tillë është kromi. Le të shqyrtojmë më në detaje strukturën e tij elektronike (Fig. 6.16 a). Atomi i kromit ka 4 s-Nënniveli nuk është dy, siç do të pritej, por vetëm një elektron. Por për 3 d-Nënniveli pesë elektrone, por ky nënnivel plotësohet pas 4 s-nënnivel (shih Fig. 6.4). Për të kuptuar pse ndodh kjo, le të shohim se cilat janë retë elektronike 3 d nënniveli i këtij atomi.
Secili nga pesë 3 d-retë në këtë rast formohen nga një elektron. Siç e dini tashmë nga § 4 i këtij kapitulli, reja e përbashkët elektronike e këtyre pesë elektroneve është sferike, ose, siç thonë ata, sferikisht simetrike. Për nga natyra e shpërndarjes së densitetit të elektroneve në drejtime të ndryshme, është e ngjashme me 1 s-OE. Energjia e nënnivelit elektronet e të cilit formojnë një re të tillë rezulton të jetë më e ulët se në rastin e një reje më pak simetrike. Në këtë rast, energjia e orbitaleve 3 d-Nënniveli është i barabartë me energjinë 4 s-orbitalet. Kur prishet simetria, për shembull, kur shfaqet elektroni i gjashtë, energjia e orbitaleve është 3. d-Nënniveli përsëri bëhet më shumë se energjia 4 s-orbitalet. Prandaj, atomi i manganit përsëri ka një elektron të dytë për 4 s-AO.
Simetria sferike ka një re të përbashkët të çdo nënniveli të mbushur me elektrone gjysmë dhe plotësisht. Ulja e energjisë në këto raste është e një natyre të përgjithshme dhe nuk varet nga fakti nëse ndonjë nënnivel është gjysmë apo plotësisht i mbushur me elektrone. Dhe nëse po, atëherë duhet të kërkojmë shkeljen tjetër në atom, në shtresën elektronike të së cilës i nënti "vjen" i fundit. d-elektroni. Në të vërtetë, atomi i bakrit ka 3 d-Nënniveli 10 elektrone dhe 4 s- ka vetëm një nënnivel (Fig. 6.16 b).
Ulja e energjisë së orbitaleve të një nënniveli plotësisht ose gjysmë të mbushur është shkaku i një sërë dukurish të rëndësishme kimike, disa prej të cilave do të njiheni.
6.7. Elektronet, orbitalet dhe nënnivelet e jashtme dhe të valencës
Në kimi, vetitë e atomeve të izoluara, si rregull, nuk studiohen, pasi pothuajse të gjithë atomet, duke qenë pjesë e substancave të ndryshme, formojnë lidhjet kimike. Lidhjet kimike formohen gjatë bashkëveprimit të predhave elektronike të atomeve. Për të gjithë atomet (përveç hidrogjenit), jo të gjitha elektronet marrin pjesë në formimin e lidhjeve kimike: për borin, tre nga pesë elektrone, për karbonin, katër nga gjashtë, dhe, për shembull, për bariumin, dy nga pesëdhjetë. gjashtë. Këto elektrone "aktive" quhen elektronet e valencës.
Ndonjëherë elektronet e valencës ngatërrohen me e jashtme elektronet, por nuk janë e njëjta gjë.
Retë elektronike të elektroneve të jashtme kanë rrezen maksimale (dhe vlerën maksimale të numrit kuantik kryesor).
Janë elektronet e jashtme që marrin pjesë në formimin e lidhjeve në radhë të parë, qoftë edhe sepse kur atomet afrohen me njëri-tjetrin, retë elektronike të formuara nga këto elektrone vijnë në kontakt para së gjithash. Por së bashku me to, një pjesë e elektroneve mund të marrin pjesë edhe në formimin e një lidhjeje. para-jashtm shtresa (e parafundit), por vetëm nëse ato kanë një energji jo shumë të ndryshme nga energjia e elektroneve të jashtme. Si ato ashtu edhe elektronet e tjera të atomit janë valente. (Tek lantanidet dhe aktinidet, edhe disa elektrone "para-eksterne" janë valente)
Energjia e elektroneve të valencës është shumë më e madhe se energjia e elektroneve të tjera të atomit, dhe elektronet e valencës ndryshojnë shumë më pak në energji nga njëri-tjetri.
Elektronet e jashtme janë gjithmonë valente vetëm nëse atomi mund të formojë fare lidhje kimike. Pra, të dy elektronet e atomit të heliumit janë të jashtëm, por ato nuk mund të quhen valencë, pasi atomi i heliumit nuk formon fare lidhje kimike.
Elektronet e valencës zënë orbitalet e valencës, të cilat nga ana e tyre formojnë nënnivelet e valencës.
Si shembull, merrni parasysh një atom hekuri, konfigurimi elektronik i të cilit është paraqitur në Fig. 6.17. Nga elektronet e atomit të hekurit, numri maksimal kuantik kryesor ( n= 4) kanë vetëm dy 4 s-elektroni. Prandaj, ato janë elektronet e jashtme të këtij atomi. Orbitalet e jashtme të atomit të hekurit janë të gjitha orbitalet me n= 4, dhe nënnivelet e jashtme janë të gjitha nënnivelet e formuara nga këto orbitale, domethënë 4 s-,
4fq-, 4d- dhe 4 f-EPU.
Elektronet e jashtme janë gjithmonë valente, prandaj, 4 s-elektronet e një atomi hekuri janë elektrone valence. Dhe nëse po, atëherë 3 d-elektronet me energji pak më të lartë do të jenë gjithashtu valente. Në nivelin e jashtëm të atomit të hekurit, përveç mbushjes 4 s-AO ka ende 4 falas fq-, 4d- dhe 4 f-AO. Të gjitha janë të jashtme, por vetëm 4 janë valente R-AO, pasi energjia e orbitaleve të mbetura është shumë më e lartë, dhe shfaqja e elektroneve në këto orbitale nuk është e dobishme për atomin e hekurit.
Pra, atomi i hekurit
Niveli elektronik i jashtëm - i katërti,
nënnivelet e jashtme - 4 s-, 4fq-, 4d- dhe 4 f-EPU,
orbitalet e jashtme - 4 s-, 4fq-, 4d- dhe 4 f-AO,
elektronet e jashtme - dy 4 s-elektroni (4 s 2),
shtresa e jashtme elektronike është e katërta,
re e jashtme elektronike - 4 s-OE
nënnivelet e valencës - 4 s-, 4fq-, dhe 3 d-EPU,
orbitalet e valencës - 4 s-, 4fq-, dhe 3 d-AO,
elektrone valence - dy 4 s-elektroni (4 s 2) dhe gjashtë 3 d-elektrone (3 d 6).
Nënnivelet e valencës mund të mbushen pjesërisht ose plotësisht me elektrone, ose mund të mbeten fare të lira. Me një rritje të ngarkesës së bërthamës, vlerat e energjisë të të gjitha nënnivelet zvogëlohen, por për shkak të bashkëveprimit të elektroneve me njëri-tjetrin, energjia e nënniveleve të ndryshme zvogëlohet me "shpejtësi" të ndryshme. Energjia e mbushur plotësisht d- dhe f-Nënnivelet zvogëlohen aq shumë saqë pushojnë së qeni valencë.
Si shembull, merrni parasysh atomet e titanit dhe arsenikut (Fig. 6.18).
Në rastin e atomit të titanit 3 d-EPU është e mbushur vetëm pjesërisht me elektrone, dhe energjia e saj është më e madhe se energjia e 4 s-EPU, dhe 3 d-elektronet janë valente. Në atomin e arsenikut 3 d-EPU është plotësisht e mbushur me elektrone, dhe energjia e saj është shumë më pak se energjia 4 s-EPU, dhe për këtë arsye 3 d-elektronet nuk janë valente.
Në këta shembuj kemi analizuar konfigurimi elektronik i valencës atomet e titanit dhe arsenikut.
Konfigurimi elektronik i valencës së një atomi përshkruhet si formula elektronike e valencës, ose në formë diagrami energjetik i nënniveleve të valencës.
ELEKTRONET E VALENCAVE, ELEKTRONET E JASHTME, VALENCA EPU, VALENCA AO, KONFIGURIMI I ELEKTRONIT TË VALENCES SË ATOMIT, FORMULA E ELEKTRONIT TË VALENTËS, DIAGRAM E NËNNIVELEVE TË VALENCAVE.
1. Në diagramet energjetike që keni përpiluar dhe në formulat e plota elektronike të atomeve Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar, tregoni elektronet e jashtme dhe valencë. Shkruani formulat elektronike të valencës së këtyre atomeve. Në diagramet e energjisë, theksoni pjesët që i korrespondojnë diagrameve të energjisë të nënniveleve të valencës.
2. Çfarë është e përbashkët midis konfigurimeve elektronike të atomeve a) Li dhe Na, B dhe Al, O dhe S, Ne dhe Ar; b) Zn dhe Mg, Sc dhe Al, Cr dhe S, Ti dhe Si; c) H dhe He, Li dhe O, K dhe Kr, Sc dhe Ga. Cilat janë dallimet e tyre
3. Sa nënnivele valente ka në shtresën elektronike të një atomi të secilit prej elementeve: a) hidrogjeni, heliumi dhe litiumi, b) azoti, natriumi dhe squfuri, c) kaliumi, kobalti dhe germaniumi
4. Sa orbitale valente janë të mbushura plotësisht në atomin e a) borit, b) fluorit, c) natriumit?
5. Sa orbitale me një elektron të paçiftuar ka një atom a) bor, b) fluor, c) hekur
6. Sa orbitale të jashtme të lira ka një atom mangani? Sa valenca të lira?
7. Për mësimin tjetër, përgatitni një rrip letre 20 mm të gjerë, ndajeni në qeliza (20 × 20 mm) dhe aplikoni një seri natyrore elementësh në këtë shirit (nga hidrogjeni në meitnerium).
8. Në çdo qelizë vendosni simbolin e elementit, numrin e tij serial dhe formulën elektronike të valencës, siç tregohet në fig. 6.19 (përdorni shtojcën 4).
6.8. Sistematizimi i atomeve sipas strukturës së predhave të tyre elektronike
Sistematizimi i elementeve kimike bazohet në serinë natyrore të elementeve
dhe parimi i ngjashmërisë së predhave elektronike atomet e tyre.
Tashmë jeni njohur me gamën natyrale të elementeve kimike. Tani le të njihemi me parimin e ngjashmërisë së predhave elektronike.
Duke marrë parasysh formulat elektronike të valencës së atomeve në NRE, është e lehtë të zbulohet se për disa atome ato ndryshojnë vetëm në vlerat e numrit kuantik kryesor. Për shembull, 1 s 1 për hidrogjenin, 2 s 1 për litium, 3 s 1 për natriumin, etj. Ose 2 s 2 2fq 5 për fluorin, 3 s 2 3fq 5 për klorin, 4 s 2 4fq 5 për bromin, etj. Kjo do të thotë se zonat e jashtme retë e elektroneve të valencës së atomeve të tilla janë shumë të ngjashme në formë dhe ndryshojnë vetëm në madhësi (dhe, natyrisht, në densitetin e elektroneve). Dhe nëse po, atëherë retë elektronike të atomeve të tilla dhe konfigurimet e tyre përkatëse të valencës mund të quhen i ngjashëm. Për atomet e elementeve të ndryshëm me konfigurime të ngjashme elektronike, ne mund të shkruajmë formulat elektronike me valencë të zakonshme: ns 1 në rastin e parë dhe ns 2 np 5 në të dytën. Duke lëvizur përgjatë serisë natyrore të elementeve, mund të gjenden grupe të tjera atomesh me konfigurime të ngjashme të valencës.
Kështu, në serinë natyrore të elementeve, atome me konfigurime elektronike të ngjashme me valencë ndodhin rregullisht.
Ky është parimi i ngjashmërisë së predhave elektronike.
Le të përpiqemi të zbulojmë formën e kësaj rregullsie. Për ta bërë këtë, ne do të përdorim serinë natyrale të elementeve që keni bërë.
NRE fillon me hidrogjenin, formula elektronike e valencës së të cilit është 1 s një. Në kërkim të konfigurimeve të ngjashme të valencës, ne premë serinë natyrore të elementeve përpara elementeve me një formulë elektronike të përbashkët të valencës ns 1 (d.m.th., para litiumit, para natriumit, etj.). Kemi marrë të ashtuquajturat “periudha” elementësh. Le të shtojmë "periudhat" që rezultojnë në mënyrë që ato të bëhen rreshta tabele (shih Figurën 6.20). Si rezultat, vetëm atomet e dy kolonave të para të tabelës do të kenë konfigurime të tilla elektronike.
Le të përpiqemi të arrijmë ngjashmërinë e konfigurimeve elektronike të valencës në kolonat e tjera të tabelës. Për ta bërë këtë, ne kemi prerë elementet me numrat 58 - 71 dhe 90 -103 nga periudha e 6-të dhe e 7-të (ato kanë 4 f- dhe 5 f-nënnivele) dhe vendosini ato nën tavolinë. Simbolet e elementeve të mbetur do të zhvendosen horizontalisht siç tregohet në figurë. Pas kësaj, atomet e elementeve në të njëjtën kolonë të tabelës do të kenë konfigurime të ngjashme të valencës, të cilat mund të shprehen në formulat elektronike të valencës së përgjithshme: ns 1 , ns 2 , ns 2 (n–1)d 1 , ns 2 (n–1)d 2 dhe kështu me radhë derisa ns 2 np 6. Të gjitha devijimet nga formulat e përgjithshme të valencës shpjegohen me të njëjtat arsye si në rastin e kromit dhe bakrit (shih paragrafin 6.6).
Siç mund ta shihni, duke përdorur NRE dhe duke zbatuar parimin e ngjashmërisë së predhave elektronike, ne arritëm të sistemojmë elementët kimikë. Një sistem i tillë i elementeve kimike quhet natyrore, pasi bazohet vetëm në ligjet e Natyrës. Tabela që morëm (Fig. 6.21) është një nga mënyrat për të paraqitur grafikisht një sistem natyror elementësh dhe quhet Tabela afatgjatë e elementeve kimike.
PARIMI I ngjashmërisë së GODAVE ELEKTRONIKE, SISTEMI NATYROR I ELEMENTEVE KIMIKE (SISTEMI "PERIODIK"), TABELA E ELEMENTEVE KIMIKE.
6.9. Tabela afatgjatë e elementeve kimike
Le të njihemi më në detaje me strukturën e tabelës afatgjatë të elementeve kimike.
Rreshtat e kësaj tabele, siç e dini tashmë, quhen "periudha" të elementeve. Periodat numërohen me numra arabë nga 1 deri në 7. Ka vetëm dy elemente në periudhën e parë. Periudhat e dyta dhe të treta, që përmbajnë nga tetë elementë secila, quhen shkurt periudhave. Quhen periudha e katërt dhe e pestë, me nga 18 elementë secila gjatë periudhave. Quhen periudha e gjashtë dhe e shtatë, që përmban nga 32 elementë secila ekstra gjatë periudhave.
Kolonat e kësaj tabele quhen grupe elementet. Numrat e grupit tregohen me numra romakë me shkronja latine A ose B.
Elementet e disa grupeve kanë emrat e tyre të përbashkët (grup): elementë të grupit IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - elementet alkaline(ose elemente metalike alkali); elementet e grupit IIA (Ca, Sr, Ba dhe Ra) - elementet e tokës alkaline(ose elemente metalike tokësore alkaline)(emri "metalet alkaline" dhe metalet alkaline tokësore" i referohen substancave të thjeshta të formuara nga elementët përkatës dhe nuk duhet të përdoren si emra të grupeve të elementeve); elementet e grupit VIA (O, S, Se, Te, Po) - kalkogjenet, elementet e grupit VIIA (F, Cl, Br, I, At) - halogjenet, elementet e grupit VIIIA (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – elementet e gazit fisnik.(Emri tradicional "gazrat fisnikë" vlen edhe për substancat e thjeshta)
Merret zakonisht brenda pjesa e poshtme quhen elementet e tabeles me numra rendor 58 - 71 (Ce - Lu). lantanide("pas lantanumit"), dhe elementë me numra serialë 90 - 103 (Th - Lr) - aktinidet("duke ndjekur aktiniumin"). Ekziston një variant i tabelës me periudha të gjata, në të cilën lantanidet dhe aktinidet nuk janë shkëputur nga NRE, por mbeten në vendet e tyre në periudha shumë të gjata. Kjo tabelë nganjëherë quhet periudhë ekstra e gjatë.
Tabela e periudhës së gjatë ndahet në katër bllokoj(ose seksione).
s-blloku përfshin elemente të grupeve IA dhe IIA me formula elektronike valente të zakonshme ns 1 dhe ns 2
(s-elementet).
p-blloku përfshin elemente nga grupi IIIA deri në VIIIA me formula elektronike valente të zakonshme nga ns 2 np 1 deri në ns 2 np 6 (p-elementet).
d-blloku përfshin elemente nga grupi IIIB në IIB me formula elektronike të zakonshme valore nga ns 2 (n–1)d 1 deri në ns 2 (n–1)d 10 (d-elementet).
f-blloku përfshin lantanide dhe aktinide ( f-elementet).
Elementet s- dhe fq-blloqet formojnë grupe A dhe elemente d-blloku - B-grupi i një sistemi elementësh kimikë. Të gjitha f-elementet përfshihen zyrtarisht në grupin IIIB.
Elementet e periudhës së parë - hidrogjeni dhe heliumi - janë s-elemente dhe mund të vendosen në grupet IA dhe IIA. Por heliumi vendoset më shpesh në grupin VIIIA si element me të cilin përfundon periudha, i cili është plotësisht në përputhje me vetitë e tij (heliumi, si të gjitha substancat e tjera të thjeshta të formuara nga elementët e këtij grupi, është një gaz fisnik). Hidrogjeni shpesh vendoset në grupin VIIA, pasi vetitë e tij janë shumë më afër halogjeneve sesa elementeve alkaline.
Secila nga periudhat e sistemit fillon me një element që ka një konfigurim valence të atomeve ns 1, pasi nga këto atome fillon formimi i shtresës së ardhshme elektronike dhe përfundon me një element me konfigurimin e valencës së atomeve ns 2 np 6 (me përjashtim të periudhës së parë). Kjo e bën të lehtë identifikimin e grupeve të nënniveleve në diagramin e energjisë që janë të mbushura me elektrone në atomet e secilës prej periudhave (Fig. 6.22). Kryeni këtë punë me të gjitha nënnivelet e paraqitura në kopjen që keni bërë nga Figura 6.4. Nënnivelet e theksuara në figurën 6.22 (përveç niveleve të mbushura plotësisht d- dhe f-nënnivelet) janë valencë për atomet e të gjithë elementëve të një periudhe të caktuar.
Shfaqja në periudha s-, fq-, d- ose f-elementet janë plotësisht në përputhje me sekuencën e mbushjes s-, fq-, d- ose f- nënnivelet e elektroneve. Kjo veçori e sistemit të elementeve lejon, duke ditur periudhën dhe grupin, i cili përfshin një element të caktuar, të shkruajë menjëherë formulën e tij elektronike të valencës.
TABELA GJATE PERIUDHËTARE E ELEMENTEVE KIMIKE, BLLOKEVE, PERIODIVE, GRUPET, ELEMENTEVE ALKALIKE, ELEMENTEVE ALKALINE TË TOKËS, KALKOGENET, HALOGENET, ELEMENTET E GAZIT FISNIK, LANTANOIDET, AKTINOIDET.
Shkruani formulat elektronike të valencës së përgjithshme të atomeve të elementeve a) grupet IVA dhe IVB, b) grupet IIIA dhe VIIB?
2. Çfarë është e përbashkët midis konfigurimeve elektronike të atomeve të grupeve të elementeve A dhe B? Si ndryshojnë ato?
3. Sa grupe elementesh përfshihen në a) s- bllok, b) R- bllok, c) d- bllokoj?
4. Vazhdoni Figurën 30 në drejtim të rritjes së energjisë së nënniveleve dhe zgjidhni grupet e nënniveleve që janë të mbushura me elektrone në periodat e 4-të, 5-të dhe 6-të.
5. Renditni nënnivelet valente të atomeve a) kalcium, b) fosfor, c) titan, d) klorit, e) natrium. 6. Formuloni si ndryshojnë nga njëri-tjetri elementet s-, p- dhe d.
7. Shpjegoni pse një atom i përket ndonjë elementi përcaktohet nga numri i protoneve në bërthamë, dhe jo nga masa e këtij atomi.
8. Për atomet e litiumit, aluminit, stronciumit, selenit, hekurit dhe plumbit, bëni valencë, formula elektronike të plota dhe të shkurtuara dhe vizatoni diagrame energjetike të nënniveleve të valencës. 9. Atomet e elementeve të të cilëve korrespondojnë me formulat elektronike të valencës vijuese: 3 s 1 , 4s 1 3d 1, 2s 2 2 fq 6 , 5s 2 5fq 2 , 5s 2 4d 2 ?
6.10. Llojet e formulave elektronike të atomit. Algoritmi për përpilimin e tyre
Për qëllime të ndryshme, ne duhet të dimë ose konfigurimin e plotë ose valencë të një atomi. Secila prej këtyre konfigurimeve elektronike mund të përfaqësohet si nga një formulë ashtu edhe nga një diagram energjie. dmth, konfigurimi i plotë elektronik i një atomi shprehur formula e plotë elektronike e atomit, ose diagrami i plotë i energjisë së një atomi. Nga ana e tij, konfigurimi i elektroneve valente të një atomi shprehur valencë(ose, siç quhet shpesh, " shkurt ") formula elektronike e atomit, ose diagrami i nënniveleve të valencës së një atomi(Fig. 6.23).
Më parë, ne bëmë formula elektronike të atomeve duke përdorur numrat rendorë të elementeve. Në të njëjtën kohë, ne përcaktuam sekuencën e mbushjes së nënniveleve me elektrone sipas diagramit të energjisë: 1 s, 2s,
2fq, 3s, 3fq, 4s, 3d, 4fq, 5s, 4d, 5fq,
6s, 4f, 5d, 6fq, 7s etj. Dhe vetëm duke shkruar formulën e plotë elektronike, ne mund të shkruanim edhe formulën e valencës.
Është më i përshtatshëm të shkruhet formula elektronike e valencës së atomit, e cila përdoret më shpesh, bazuar në pozicionin e elementit në sistemin e elementeve kimike, sipas koordinatave të grupit periodik.
Le të shqyrtojmë në detaje se si bëhet kjo për elementët s-, fq- dhe d-blloqe.
Për elementet s-Formula elektronike e valencës së bllokut të një atomi përbëhet nga tre karaktere. Në përgjithësi, mund të shkruhet kështu:
Në radhë të parë (në vendin e një qelize të madhe) është numri i periodës (i barabartë me numrin kuantik kryesor të këtyre s-elektrone), dhe në të tretën (në mbishkrim) - numri i grupit (i barabartë me numrin e elektroneve të valencës). Duke marrë si shembull një atom magnezi (periudha e 3-të, grupi IIA), marrim:
Për elementet fq-Formula elektronike e valencës së bllokut të një atomi përbëhet nga gjashtë simbole:
Këtu, në vend të qelizave të mëdha, vendoset edhe numri i periodës (i barabartë me numrin kuantik kryesor të tyre s- dhe fq-elektrone), dhe numri i grupit (i barabartë me numrin e elektroneve të valencës) rezulton të jetë i barabartë me shumën e mbishkrimeve. Për atomin e oksigjenit (periudha e dytë, grupi VIA) marrim:
2s 2 2fq 4 .
Formula elektronike e valencës së shumicës së elementeve d blloku mund të shkruhet kështu:
Si në rastet e mëparshme, këtu në vend të qelizës së parë, vendoset numri i periudhës (i barabartë me numrin kuantik kryesor të këtyre s-elektrone). Numri në qelizën e dytë rezulton të jetë një më pak, pasi numri kryesor kuantik i tyre d-elektrone. Numri i grupit këtu është gjithashtu i barabartë me shumën e indekseve. Një shembull është formula elektronike e valencës së titanit (periudha e 4-të, grupi IVB): 4 s 2 3d 2 .
Numri i grupit është i barabartë me shumën e indekseve dhe për elementët e grupit VIB, por ata, siç e mbani mend, në valencë s-Nënniveli ka vetëm një elektron, dhe formulën elektronike të valencës së përgjithshme ns 1 (n–1)d 5 . Prandaj, formula elektronike e valencës, për shembull, e molibdenit (periudha e 5-të) është 5 s 1 4d 5 .
Është gjithashtu e lehtë të bësh një formulë elektronike valence të çdo elementi të grupit IB, për shembull, ari (periudha e 6-të)>–>6 s 1 5d 10, por në këtë rast duhet ta mbani mend këtë d- elektronet e atomeve të elementeve të këtij grupi mbeten ende valente, dhe disa prej tyre mund të marrin pjesë në formimin e lidhjeve kimike.
Formula elektronike e përgjithshme e valencës së atomeve të elementeve të grupit IIB është - ns 2 (n – 1)d dhjetë . Prandaj, formula elektronike e valencës, për shembull, e një atomi zinku është 4 s 2 3d 10 .
Formulat elektronike valente të elementeve të treshes së parë (Fe, Co dhe Ni) u binden gjithashtu rregullave të përgjithshme. Hekuri, një element i grupit VIII, ka një formulë elektronike valente prej 4 s 2 3d 6. Atomi i kobaltit ka një d-elektroni më shumë (4 s 2 3d 7), ndërsa atomi i nikelit ka dy (4 s 2 3d 8).
Duke përdorur vetëm këto rregulla për shkrimin e formulave elektronike të valencës, është e pamundur të përpilohen formulat elektronike të atomeve të disa d-elementet (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), pasi në to, për shkak të prirjes ndaj predhave elektronike shumë simetrike, mbushja e nënniveleve valente me elektrone ka disa veçori shtesë.
Duke ditur formulën elektronike të valencës, mund të shkruhet edhe formula e plotë elektronike e atomit (shih më poshtë).
Shpesh, në vend të formulave të plota elektronike të rënda, ato shkruajnë formulat elektronike të shkurtuara atomet. Për t'i përpiluar ato në formulën elektronike, zgjidhen të gjitha elektronet e atomit, përveç atyre valencë, simbolet e tyre vendosen në kllapa katrore dhe pjesa e formulës elektronike që korrespondon me formulën elektronike të atomit të elementit të fundit të elementit të mëparshëm. periudha (elementi që formon gazin fisnik) zëvendësohet me simbolin e këtij atomi.
Shembuj të formulave elektronike të llojeve të ndryshme janë paraqitur në Tabelën 14.
Tabela 14 Shembuj të formulave elektronike të atomeve
Formulat elektronike |
|||
shkurtuar |
Valence |
||
1s 2 2s 2 2fq 3 |
2s 2 2fq 3 |
2s 2 2fq 3 |
|
1s 2 2s 2 2fq 6 3s 2 3fq 5 |
3s 2 3fq 5 |
3s 2 3fq 5 |
|
1s 2 2s 2 2fq 6 3s 2 3fq 6 4s 2 3d 5 |
4s 2 3d 5 |
4s 2 3d 5 |
|
1s 2 2s 2 2fq 6 3s 2 3fq 6 3d 10 4s 2 4fq 3 |
4s 2 4fq 3 |
4s 2 4fq 3 |
|
1s 2 2s 2 2fq 6 3s 2 3fq 6 3d 10 4s 2 4fq 6 |
4s 2 4fq 6 |
4s 2 4fq 6 |
|
Algoritmi për përpilimin e formulave elektronike të atomeve (në shembullin e një atomi jodi)
№ |
Operacioni |
Rezultati |
|
Përcaktoni koordinatat e atomit në tabelën e elementeve. |
Periudha 5, grupi VIIA |
||
Shkruani formulën elektronike të valencës. |
5s 2 5fq 5 |
||
Shtoni simbolet e elektroneve të brendshme në rendin në të cilin mbushin nënnivelet. |
1s 2 2s 2 2fq 6 3s 2 3fq 6 4s 2 3d 10 4fq 6 5s 2 4d 10 5fq 5 |
||
Duke marrë parasysh uljen e energjisë së mbushur plotësisht d- dhe f- nënnivelet, shkruani formulën e plotë elektronike. |
|
||
Etiketoni elektronet e valencës. |
1s 2 2s 2 2fq 6 3s 2 3fq 6 3d 10 4s 2 4fq 6 4d 10 5s 2 5fq 5 |
||
Zgjidhni konfigurimin elektronik të atomit të mëparshëm të gazit fisnik. |
|||
Shkruani formulën e shkurtuar elektronike, duke i kombinuar të gjitha në kllapa katrore jovalent elektronet. |
5s 2 5fq 5 |
Shënime
1. Për elementët e periudhave 2 dhe 3, operacioni i tretë (pa të katërtin) çon menjëherë në një formulë të plotë elektronike.
2. (n – 1)d 10 - Elektronet mbeten valente në atomet e elementeve të grupit IB.
FORMULA E PLOTË ELEKTRONIKE, FORMULA ELEKTRONIKE E VALENCAVE, shkurtuar FORMULA ELEKTRONIKE, ALGORITMI PËR PËRKRIMIN E FORMULAVE ELEKTRONIKE TË ATOMEVE.
1. Hartoni formulën elektronike të valencës së atomit të elementit a) periodën e dytë të grupit të tretë A, b) periodën e tretë të grupit të dytë A, c) periodën e katërt të grupit të katërt A.
2. Bëni formula elektronike të shkurtuara të atomeve të magnezit, fosforit, kaliumit, hekurit, bromit dhe argonit.
6.11. Tabela Periudha e Shkurtër e Elementeve Kimike
Gjatë më shumë se 100 viteve që kanë kaluar nga zbulimi i sistemit natyror të elementeve, janë propozuar disa qindra tabela nga më të ndryshmet që pasqyrojnë grafikisht këtë sistem. Prej tyre, përveç tabelës me periudhë të gjatë, përdoret më gjerësisht e ashtuquajtura tabela periodike e shkurtër e elementeve të D. I. Mendeleev. Një tabelë me periudha të shkurtra merret nga një periudhë e gjatë, nëse periudhat e 4-të, të 5-të, të 6-të dhe të 7-të priten përpara elementeve të grupit IB, largohen dhe rreshtat që rezultojnë shtohen në të njëjtën mënyrë si shtuam ne periudhat para. Rezultati është paraqitur në figurën 6.24.
Lantanidet dhe aktinidet vendosen gjithashtu nën tabelën kryesore këtu.
AT grupe kjo tabelë përmban elemente atomet e të cilëve kanë të njëjtin numër elektronesh valente pa marrë parasysh se në çfarë orbitale janë këto elektrone. Pra, elementët klor (një element tipik që formon një jometal; 3 s 2 3fq 5) dhe mangani (element formues metalik; 4 s 2 3d 5), duke mos poseduar ngjashmërinë e predhave elektronike, bien këtu në të njëjtin grup të shtatë. Nevoja për të dalluar elementë të tillë e bën të domosdoshëm veçimin në grupe nëngrupe: kryesore- analoge të grupeve A të tabelës me periudhë të gjatë dhe Efektet anësore janë analoge të grupeve B. Në figurën 34, simbolet e elementeve të nëngrupeve kryesore janë zhvendosur majtas, dhe simbolet e elementeve të nëngrupeve dytësore janë zhvendosur djathtas.
Vërtetë, një rregullim i tillë i elementeve në tabelë ka gjithashtu avantazhet e tij, sepse është numri i elektroneve të valencës që përcakton kryesisht aftësitë valore të një atomi.
Tabela me periudha të gjata pasqyron ligjet e strukturës elektronike të atomeve, ngjashmërinë dhe modelet e ndryshimeve në vetitë e substancave dhe përbërjeve të thjeshta sipas grupeve të elementeve, ndryshimin e rregullt në një numër të sasive fizike që karakterizojnë atomet, substancat dhe komponimet e thjeshta. në të gjithë sistemin e elementeve dhe shumë më tepër. Tabela e periudhës së shkurtër është më pak e përshtatshme në këtë drejtim.
TABELA ME PERIUDHË SHKURTËR, NËNGRUPE KRYESORE, NËGRUPE DYTËSORE.
1. Shndërroni tabelën me periudha të gjata që keni ndërtuar nga seria natyrore e elementeve në një tabelë me periudhë të shkurtër. Kryeni transformimin e kundërt.
2. A është e mundur të bëhet një formulë elektronike me valencë të përgjithshme të atomeve të elementeve të një grupi të një tabele me periudhë të shkurtër? Pse?
6.12. Madhësitë e atomeve. Rrezet orbitale
.Atomi nuk ka kufij të qartë. Cila konsiderohet madhësia e një atomi të izoluar? Bërthama e një atomi është e rrethuar nga një shtresë elektronike, dhe guaska përbëhet nga re elektronike. Madhësia e OE karakterizohet nga një rreze r oo. Të gjitha retë në shtresën e jashtme kanë afërsisht të njëjtën rreze. Prandaj, madhësia e një atomi mund të karakterizohet nga kjo rreze. Quhet rrezja orbitale e një atomi(r 0).
Vlerat e rrezeve orbitale të atomeve janë dhënë në Shtojcën 5.
Rrezja e EO varet nga ngarkesa e bërthamës dhe nga cila orbitale ndodhet elektroni që formon këtë re. Rrjedhimisht, rrezja orbitale e një atomi varet gjithashtu nga të njëjtat karakteristika.
Konsideroni predha elektronike të atomeve të hidrogjenit dhe heliumit. Si në atomin e hidrogjenit ashtu edhe në atomin e heliumit, elektronet janë të vendosura në 1 s-AO, dhe retë e tyre do të kishin të njëjtën madhësi nëse ngarkesat e bërthamave të këtyre atomeve do të ishin të njëjta. Por ngarkesa e bërthamës së një atomi të heliumit është dyfishi i ngarkesës së bërthamës së një atomi hidrogjeni. Sipas ligjit të Kulombit, forca e tërheqjes që vepron në secilin prej elektroneve të një atomi të heliumit është dyfishi i forcës së tërheqjes së një elektroni në bërthamën e një atomi hidrogjeni. Prandaj, rrezja e një atomi të heliumit duhet të jetë shumë më e vogël se rrezja e një atomi hidrogjeni. Dhe ka: r 0 (Ai) / r 0 (H) \u003d 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Atomi i litiumit ka një elektron të jashtëm në 2 s-AO, domethënë, formon një re të shtresës së dytë. Natyrisht, rrezja e saj duhet të jetë më e madhe. Vërtet: r 0 (Li) = 1,586 E.
Atomet e elementeve të mbetur të periudhës së dytë kanë elektrone të jashtme (dhe 2 s, dhe 2 fq) vendosen në të njëjtën shtresë të dytë elektronike dhe ngarkesa e bërthamës së këtyre atomeve rritet me rritjen e numrit serik. Elektronet tërhiqen më fort nga bërthama dhe, natyrisht, rrezet e atomeve zvogëlohen. Ne mund t'i përsërisim këto argumente për atomet e elementeve të periudhave të tjera, por me një sqarim: rrezja orbitale zvogëlohet në mënyrë monotonike vetëm kur secili nga nënnivelet është i mbushur.
Por nëse neglizhojmë të dhënat, atëherë natyra e përgjithshme e ndryshimit të madhësisë së atomeve në një sistem elementësh është si vijon: me një rritje të numrit serial në një periudhë, rrezet orbitale të atomeve zvogëlohen dhe në një grup ato shtohen. Atomi më i madh është atomi i ceziumit dhe më i vogli është atomi i heliumit, por nga atomet e elementeve që formojnë komponime kimike (heliumi dhe neoni nuk i formojnë ato), më i vogli është atomi i fluorit.
Shumica e atomeve të elementeve që qëndrojnë në rreshtin natyror pas lantanideve kanë rreze orbitale disi më të vogla se sa mund të pritej, bazuar në ligjet e përgjithshme. Kjo për faktin se 14 lantanide ndodhen midis lantanit dhe hafniumit në sistemin e elementeve, dhe, rrjedhimisht, ngarkesa bërthamore e atomit të hafniumit është 14 e më shumë se lantanumi. Prandaj, elektronet e jashtme të këtyre atomeve tërhiqen nga bërthama më fort sesa do të tërhiqeshin në mungesë të lantanideve (ky efekt shpesh quhet "tkurrje lantanide").
Ju lutemi vini re se kur kaloni nga atomet e elementeve të grupit VIIIA në atomet e elementeve të grupit IA, rrezja orbitale rritet befas. Për rrjedhojë, zgjedhja jonë e elementeve të parë të çdo periudhe (shih § 7) doli të ishte e saktë.
RREZJA ORBITALE E ATOMIT, NDRYSHIMI I TIJ NË SISTEMIN E ELEMENTEVE.
1. Sipas të dhënave të dhëna në Shtojcën 5, vizatoni në letër grafike varësinë e rrezes orbitale të atomit nga numri serial i elementit për elementët me Z nga 1 në 40. Gjatësia e boshtit horizontal është 200 mm, gjatësia e boshtit vertikal është 100 mm.
2. Si mund ta karakterizoni pamjen e vijës së thyer që rezulton?
6.13. Energjia e jonizimit të një atomi
Nëse i jepni një elektroni në një atom energji shtesë (ju do të mësoni se si ta bëni këtë nga një kurs i fizikës), atëherë elektroni mund të shkojë në një AO tjetër, domethënë, atomi do të përfundojë në gjendje e ngacmuar. Kjo gjendje është e paqëndrueshme, dhe elektroni pothuajse menjëherë do të kthehet në gjendjen e tij origjinale dhe energjia e tepërt do të çlirohet. Por nëse energjia që i jepet elektronit është mjaft e madhe, elektroni mund të shkëputet plotësisht nga atomi, ndërsa atomi jonizuar dmth shndërrohet në një jon të ngarkuar pozitivisht ( kation). Energjia e nevojshme për ta bërë këtë quhet energjia e jonizimit të një atomi(E dhe).
Është mjaft e vështirë të shkëputësh një elektron nga një atom i vetëm dhe të matësh energjinë e nevojshme për këtë, prandaj, praktikisht përcaktohet dhe përdoret energjia molare e jonizimit(E dhe m).
Energjia e jonizimit molar tregon se cila është energjia më e vogël e nevojshme për të shkëputur 1 mol elektrone nga 1 mol atome (një elektron nga çdo atom). Kjo vlerë matet zakonisht në kiloxhaul për mol. Vlerat e energjisë molare të jonizimit të elektronit të parë për shumicën e elementeve janë dhënë në Shtojcën 6.
Si varet energjia e jonizimit të një atomi nga pozicioni i elementit në sistemin e elementeve, domethënë si ndryshon ai në grup dhe në periudhë?
Në terma fizikë, energjia e jonizimit është e barabartë me punën që duhet shpenzuar për të kapërcyer forcën e tërheqjes së një elektroni në një atom kur lëviz një elektron nga një atom në një distancë të pafundme prej tij.
ku qështë ngarkesa e një elektroni, Pështë ngarkesa e kationit që mbetet pas largimit të një elektroni, dhe r o është rrezja orbitale e atomit.
Dhe q, dhe P janë vlera konstante, dhe mund të konkludohet se, puna e shkëputjes së një elektroni POR, dhe bashkë me të edhe energjia e jonizimit E dhe, janë në përpjesëtim të zhdrejtë me rrezen orbitale të atomit.
Pas analizimit të vlerave të rrezeve orbitale të atomeve të elementeve të ndryshëm dhe vlerave përkatëse të energjisë jonizuese të dhëna në Shtojcat 5 dhe 6, mund të shihni se marrëdhënia midis këtyre vlerave është afër proporcionale, por disi ndryshe nga ajo. Arsyeja që përfundimi ynë nuk përputhet mirë me të dhënat eksperimentale është se kemi përdorur një model shumë të përafërt që nuk merr parasysh shumë faktorë të rëndësishëm. Por edhe ky model i përafërt na lejoi të nxjerrim përfundimin e saktë se me një rritje të rrezes orbitale, energjia e jonizimit të një atomi zvogëlohet dhe, anasjelltas, me një ulje të rrezes, rritet.
Meqenëse rrezja orbitale e atomeve zvogëlohet në një periudhë me një rritje të numrit serik, energjia e jonizimit rritet. Në një grup, me rritjen e numrit atomik, rrezja orbitale e atomeve, si rregull, rritet dhe energjia e jonizimit zvogëlohet. Energjia më e lartë e jonizimit molar është në atomet më të vogla, atomet e heliumit (2372 kJ/mol), dhe atomet e aftë për të formuar lidhje kimike, në atomet e fluorit (1681 kJ/mol). Më i vogli është për atomet më të mëdha, atomet e ceziumit (376 kJ/mol). Në një sistem elementësh, drejtimi i rritjes së energjisë së jonizimit mund të tregohet skematikisht si më poshtë: 
Në kimi, është e rëndësishme që energjia e jonizimit të karakterizojë prirjen e një atomi për të dhuruar elektronet "e tij": sa më e madhe të jetë energjia e jonizimit, aq më pak i prirur është atomi për të dhuruar elektrone dhe anasjelltas.
Gjendja e ngacmuar, jonizimi, kationi, energjia e jonizimit, energjia molare e jonizimit, ndryshimi i energjisë së jonizimit në një sistem elementësh.
1. Duke përdorur të dhënat e dhëna në Shtojcën 6, përcaktoni se sa energji duhet të shpenzoni për të shkëputur një elektron nga të gjithë atomet e natriumit me një masë totale prej 1 g.
2. Duke përdorur të dhënat e dhëna në shtojcën 6, përcaktoni se sa herë më shumë energji duhet shpenzuar për të shkëputur një elektron nga të gjithë atomet e natriumit me masë 3 g sesa nga të gjithë atomet e kaliumit me të njëjtën masë. Pse ndryshon ky raport nga raporti i energjive jonizuese molare të atomeve të njëjta?
3. Sipas të dhënave të dhëna në shtojcën 6, vizatoni varësinë e energjisë së jonizimit molar nga numri serial për elementët me Z nga 1 në 40. Dimensionet e grafikut janë të njëjta si në detyrën e paragrafit të mëparshëm. Shihni nëse ky grafik përputhet me zgjedhjen e "periudhave" të sistemit të elementeve.
6.14. Energjia e afinitetit të elektroneve
.Karakteristika e dytë më e rëndësishme energjetike e një atomi është energjia e afinitetit të elektroneve(E me).
Në praktikë, si në rastin e energjisë jonizuese, zakonisht përdoret sasia molare përkatëse - energjia e afinitetit të elektroneve molare().
Energjia molare e afinitetit të elektroneve tregon se sa është energjia e çliruar kur një mol elektrone i shtohet një mol atomesh neutrale (një elektron për çdo atom). Ashtu si energjia molare e jonizimit, kjo sasi matet gjithashtu në kiloxhaul për mol.
Në shikim të parë, mund të duket se energjia nuk duhet të lëshohet në këtë rast, sepse një atom është një grimcë neutrale dhe nuk ka forca elektrostatike tërheqëse midis një atomi neutral dhe një elektroni të ngarkuar negativisht. Përkundrazi, duke iu afruar atomit, elektroni, siç duket, duhet të zmbrapset nga të njëjtat elektrone të ngarkuar negativisht që formojnë shtresën elektronike. Në fakt kjo nuk është e vërtetë. Mos harroni nëse jeni marrë ndonjëherë me klorin atomik. Sigurisht që jo. Në fund të fundit, ekziston vetëm në temperatura shumë të larta. Klori molekular edhe më i qëndrueshëm praktikisht nuk gjendet në natyrë - nëse është e nevojshme, duhet të merret duke përdorur reaksione kimike. Dhe ju duhet të merreni me klorur natriumi (kripë e zakonshme) gjatë gjithë kohës. Në fund të fundit, kripa e tryezës konsumohet nga një person me ushqim çdo ditë. Dhe është mjaft e zakonshme në natyrë. Por në fund të fundit, kripa e tryezës përmban jone klorur, domethënë atome klori që kanë bashkangjitur nga një elektron "ekstra". Një nga arsyet për këtë përhapje të joneve të klorurit është se atomet e klorit kanë tendencë për të bashkuar elektronet, domethënë kur jonet e klorurit formohen nga atomet dhe elektronet e klorit, lirohet energji.
Një nga arsyet e lëshimit të energjisë është tashmë e njohur për ju - shoqërohet me një rritje të simetrisë së shtresës elektronike të atomit të klorit gjatë kalimit në një ngarkesë të vetme. anion. Në të njëjtën kohë, siç ju kujtohet, energjia 3 fq- zvogëlohet nënniveli. Ka arsye të tjera më komplekse.
Për shkak të faktit se disa faktorë ndikojnë në vlerën e energjisë së afinitetit të elektroneve, natyra e ndryshimit të kësaj vlere në një sistem elementësh është shumë më komplekse sesa natyra e ndryshimit të energjisë së jonizimit. Ju mund ta verifikoni këtë duke analizuar tabelën e dhënë në shtojcën 7. Por meqenëse vlera e kësaj sasie përcaktohet, para së gjithash, nga i njëjti ndërveprim elektrostatik si vlerat e energjisë së jonizimit, atëherë ndryshimi i saj në sistemin e elementeve (të paktën në grupet A) në terma të përgjithshëm është i ngjashëm me një ndryshim në energjinë e jonizimit, domethënë, energjia e afinitetit të elektroneve në një grup zvogëlohet, dhe në një periudhë rritet. Është maksimal në atomet e fluorit (328 kJ/mol) dhe klorit (349 kJ/mol). Natyra e ndryshimit të energjisë së afinitetit të elektroneve në sistemin e elementeve i ngjan natyrës së ndryshimit të energjisë së jonizimit, domethënë drejtimi i rritjes së energjisë së afinitetit të elektroneve mund të tregohet skematikisht si më poshtë:
2. Në të njëjtën shkallë përgjatë boshtit horizontal si në detyrat e mëparshme, vizatoni varësinë e energjisë molare të afinitetit të elektroneve nga numri serial për atomet e elementeve me Z nga 1 në 40 duke përdorur aplikacionin 7.
3. Cili është kuptimi fizik i energjive të afinitetit negativ të elektroneve?
4. Pse, nga të gjithë atomet e elementeve të periudhës së 2-të, vetëm beriliumi, azoti dhe neoni kanë vlera negative të energjisë molare të afinitetit të elektroneve?
6.15. Tendenca e atomeve për të dhuruar dhe fituar elektrone
Ju tashmë e dini se prirja e një atomi për të dhuruar të vetat dhe për të pranuar elektrone të huaja varet nga karakteristikat e tij energjetike (energjia e jonizimit dhe energjia e afinitetit të elektroneve). Cilët atome janë më të prirur për të dhuruar elektronet e tyre dhe cilët janë më të prirur të pranojnë të huajt?
Për t'iu përgjigjur kësaj pyetjeje, le të përmbledhim në tabelën 15 gjithçka që dimë për ndryshimin e këtyre prirjeve në sistemin e elementeve.
Tabela 15
Si të përdorim tabelën periodike Për një person të pa iniciuar, leximi i tabelës periodike është njësoj si të shikosh runat e lashta të kukudhëve për një xhuxh. Dhe tabela periodike, meqë ra fjala, nëse përdoret si duhet, mund të tregojë shumë për botën. Përveç që ju shërben në provim, është gjithashtu thjesht i domosdoshëm për zgjidhjen e një numri të madh problemesh kimike dhe fizike. Por si ta lexoni? Për fat të mirë, sot të gjithë mund ta mësojnë këtë art. Në këtë artikull do t'ju tregojmë se si ta kuptoni tabelën periodike.
Sistemi periodik i elementeve kimike (tabela e Mendeleev) është një klasifikim i elementeve kimike që përcakton varësinë e vetive të ndryshme të elementeve nga ngarkesa e bërthamës atomike.
Historia e krijimit të tabelës
Dmitri Ivanovich Mendeleev nuk ishte një kimist i thjeshtë, nëse dikush mendon kështu. Ai ishte kimist, fizikan, gjeolog, metrolog, ekolog, ekonomist, naftëtar, aeronautik, krijues instrumentesh dhe mësues. Gjatë jetës së tij, shkencëtari arriti të kryejë shumë kërkime themelore në fusha të ndryshme të dijes. Për shembull, besohet gjerësisht se ishte Mendeleev ai që llogariti forcën ideale të vodkës - 40 gradë. Ne nuk e dimë se si Mendeleev e trajtoi vodkën, por dihet me siguri se disertacioni i tij me temën "Diskursi mbi kombinimin e alkoolit me ujë" nuk kishte të bënte me vodkën dhe konsideronte përqendrime të alkoolit nga 70 gradë. Me të gjitha meritat e shkencëtarit, zbulimi i ligjit periodik të elementeve kimike - një nga ligjet themelore të natyrës, i solli atij famën më të gjerë.
Ekziston një legjendë sipas së cilës shkencëtari ëndërroi për sistemin periodik, pas së cilës i duhej vetëm të finalizonte idenë që ishte shfaqur. Por, sikur gjithçka të ishte kaq e thjeshtë.. Ky version i krijimit të tabelës periodike, me sa duket, nuk është gjë tjetër veçse një legjendë. Kur u pyet se si u hap tavolina, vetë Dmitry Ivanovich u përgjigj: " Unë kam qenë duke menduar për të për ndoshta njëzet vjet, dhe ju mendoni: Unë u ula dhe papritmas ... është gati.
Në mesin e shekullit të nëntëmbëdhjetë, përpjekjet për të përmirësuar elementët kimikë të njohur (63 elementë ishin të njohur) u ndërmorën njëkohësisht nga disa shkencëtarë. Për shembull, në 1862 Alexandre Emile Chancourtois vendosi elementët përgjatë një spirale dhe vuri në dukje përsëritjen ciklike vetitë kimike. Kimisti dhe muzikanti John Alexander Newlands propozoi versionin e tij të tabelës periodike në 1866. Një fakt interesant është se në rregullimin e elementeve shkencëtari u përpoq të zbulonte njëfarë harmonie muzikore mistike. Ndër përpjekjet e tjera ishte përpjekja e Mendelejevit, e cila u kurorëzua me sukses.
Në vitin 1869 u botua skema e parë e tabelës dhe dita e 1 marsit 1869 konsiderohet dita e zbulimit të ligjit periodik. Thelbi i zbulimit të Mendelejevit ishte se vetitë e elementeve me masë atomike në rritje nuk ndryshojnë në mënyrë monotone, por periodike. Versioni i parë i tabelës përmbante vetëm 63 elementë, por Mendeleev mori një numër vendimesh shumë jo standarde. Pra, ai mendoi të linte një vend në tabelë për elementë ende të pazbuluar, dhe gjithashtu ndryshoi masat atomike të disa elementeve. Korrektësia themelore e ligjit të nxjerrë nga Mendelejevi u konfirmua shumë shpejt, pas zbulimit të galiumit, skandiumit dhe germaniumit, ekzistenca e të cilave u parashikua nga shkencëtarët.
Pamje moderne e tabelës periodike
Më poshtë është vetë tabela.
Sot, në vend të peshës atomike (masës atomike), koncepti i numrit atomik (numri i protoneve në bërthamë) përdoret për të renditur elementet. Tabela përmban 120 elementë, të cilët janë renditur nga e majta në të djathtë në rend rritës të numrit atomik (numri i protoneve)
Kolonat e tabelës janë të ashtuquajturat grupe, dhe rreshtat janë pika. Në tabelë janë 18 grupe dhe 8 periudha.
- Vetitë metalike të elementeve zvogëlohen kur lëvizin përgjatë periudhës nga e majta në të djathtë dhe rriten në drejtim të kundërt.
- Dimensionet e atomeve zvogëlohen ndërsa lëvizin nga e majta në të djathtë përgjatë periudhave.
- Kur lëvizni nga lart poshtë në grup, vetitë metalike reduktuese rriten.
- Vetitë oksiduese dhe jometalike rriten përgjatë periudhës nga e majta në të djathtë. Unë.
Çfarë mësojmë për elementin nga tabela? Për shembull, le të marrim elementin e tretë në tabelë - litium, dhe ta konsiderojmë atë në detaje.
Para së gjithash, ne shohim simbolin e vetë elementit dhe emrin e tij nën të. Në këndin e sipërm majtas është numri atomik i elementit, sipas renditjes në të cilën elementi ndodhet në tabelë. Numri atomik, siç është përmendur tashmë, është i barabartë me numrin e protoneve në bërthamë. Numri i protoneve pozitive zakonisht është i barabartë me numrin e elektroneve negative në një atom (me përjashtim të izotopeve).
Masa atomike tregohet nën numrin atomik (në këtë version të tabelës). Nëse e rrumbullakojmë masën atomike në numrin e plotë më të afërt, marrim të ashtuquajturin numër masiv. Dallimi midis numrit masiv dhe numrit atomik jep numrin e neutroneve në bërthamë. Kështu, numri i neutroneve në një bërthamë helium është dy, dhe në litium - katër.
Kështu që kursi ynë "Tavolina e Mendeleevit për Dummies" ka përfunduar. Si përfundim, ju ftojmë të shikoni një video tematike dhe shpresojmë që pyetja se si të përdorni tabelën periodike të Mendeleev është bërë më e qartë për ju. Ju kujtojmë se mësimi i një lënde të re është gjithmonë më efektiv jo vetëm, por me ndihmën e një mentori me përvojë. Kjo është arsyeja pse, nuk duhet të harroni kurrë ata që me kënaqësi do të ndajnë njohuritë dhe përvojën e tyre me ju.