blogio laikotarpiais į dešinę:
· Keičiasi atomų spindulys;
· Didėja elementų elektronegatyvumas;
· Valentinių elektronų skaičius padidėja nuo 1 iki 8 (lygus grupės skaičiui);
· Didėja aukštesnė oksidacijos stadija (lygu grupės skaičiui);
· Atomų elektronų sferų skaičius nekinta;
· Keičiasi metalo galia;
· Didėja nemetalinė elementų galia.
Tam tikrų elementų charakteristikų keitimas prie žvėrių grupės žemyn:
· Padidėja atomų branduolių krūvis;
· Didėja atomų spindulys;
· Didėja atomų energijos lygių (elektroninių sferų) skaičius (lygus periodo skaičiui);
· Tačiau elektronų skaičius išorinėje atomų sferoje yra lygus (lygus grupės skaičiui);
· Keičiasi išorinės sferos elektronų ir branduolio ryšio svarba;
· Elektronegatyvumo pokyčiai;
· Padidėja elementų metalo kiekis;
· Keičiasi elementų nemetališkumas.
Elementai, esantys viename pogrupyje, yra analogiški elementai, nes smarvė gali atsirasti dėl galingos jėgos (didelė valentingumas, tačiau naujos oksidų ir hidroksidų formos ir kt.). Šios požeminės charakteristikos paaiškinamos išoriniu elektroniniu kamuoliuku.
Ataskaita apie galios elementų pokyčių modelius per laikotarpius ir grupes
Rūgštis – pagrindinė hidroksidų galia slypi tame, kuri iš dviejų virvelėje esančių jungčių E – O – N yra mažiau svarbi.
Kadangi yra mažesnė E-O jungtis, hidroksidas pasireiškia pagrindinis galia, kaip O-N − rūgštus
Kuo mažesni rišikliai, tuo didesnė bazinės rūgšties stiprumas. Hidroksido E-O ir O-H ryšių vertė priklauso nuo elektroninio stiprumo padalijimo E-O-H skląstyje. Elemento oksidacijos stadiją ir jono spindulį labiausiai įtakoja likusioji dalis. Padidėjęs elemento oksidacijos etapas ir jo joninio spindulio pasikeitimas lemia elektronų tankio poslinkį vienam atomui.
elementas į pistoletą E ← Pro ←H. Taip siekiama susilpninti O-N ryšį ir sustiprinti E-O ryšį. Todėl hidroksido bazinė galia silpnėja, o rūgštinė galia didėja.
Nurodoma elementų galia ir jų veiksmai: 1 – atomų branduolių krūviai, 2 – atomo spinduliai.
Malio laikotarpis. Pažvelkime į dabartinių galios elementų kitimą ir jų veiksmus antrajame periode (3 lentelė). Kitu laikotarpiu, didėjant teigiamam atomo branduolių krūviui, nuolat didėja elektronų skaičius dabartiniame lygyje, kuris yra didžiausias atstumas nuo atomo branduolio ir lengvai deformuojamas, todėl atomų spindulys greitai mažėja. . Tai paaiškina metalinių ir hidroksidinių elementų susilpnėjimą, nemetalinių ir oksidinių elementų stiprėjimą, oksidų ir hidroksidų rūgštinių stiprumų padidėjimą ir bazinių elementų kitimą. Laikotarpis baigiasi tauriosiomis dujomis (Ne). Trečiajame elementų galios periode jų poveikis kinta taip pat kaip ir kitame, kadangi šio periodo elementų atomai atkartoja kito periodo elementų atomų elektronines struktūras (3s- ir 3p). -padaliniai)
Didieji laikotarpiai (IV, V). Dviejose didžiųjų periodų serijose (IV, V), pradedant nuo trečiojo elemento, ankstesniame lygyje nuolat didėja elektronų skaičius, o dabartinio lygio struktūra nepasikeičia. Likęs plėtimosi kiekis yra arčiau atomo branduolio, todėl yra mažiau deformuotas. Tai sukels didesnį atomų spindulio pasikeitimą. Pavyzdžiui:
Dėl reikšmingo atomų spindulio pasikeitimo ir elektronų skaičiaus sumažėjimo dabartiniame lygmenyje taip pat smarkiai sumažėja elementų metalinės ir galingos savybės bei jų poveikis. Taigi IV periodo suporuotoje eilėje K – Mn – aktyvieji metalai Fe – Ni – vidutinio aktyvumo metalai (sutampa su II periodo elementais, kur trečiasis elementas – bir – nebėra metalas).
O pradedant nuo trečios nesuporuotos galios elementų eilės grupės, jų rezultatai kinta taip pat, kaip ir mažais laikotarpiais ir pan. išorinis pasaulis pradeda pamiršti. Taigi energijos lygio struktūra pirmiausia priklauso nuo elementų galios ir jų rezultatų. Odos analizės laikotarpis taip pat baigiasi tauriosiomis dujomis.
Pažvelgę į įvairių galios elementų ir jų veiksmų pokyčius tam tikrais laikotarpiais, galite padaryti tokias išvadas:
1. Odos periodas prasideda tauriuoju metalu ir baigiasi tauriosiomis dujomis.
2. Elementų ir jų fragmentų galia periodiškai kartojasi, o energijos fragmentai lygūs, kurių fizinė prasmė yra periodinė dėsniui.
Pagrindiniuose pogrupiuose energijos lygių skaičius didėja, todėl didėja atomų spinduliai. Todėl pagrindiniuose pogrupiuose (sudega iki apačios) kinta elektronegatyvumas, didėja elementų megalitinės ir regeneracinės galios bei kinta nemetalinės ir oksidinės, pagrindinės oksidų ir hidroksidų galios.padidėja, kinta rūgštingumas. Pavyzdžiui, pažiūrėkime į pagrindinį II grupės pogrupį.
Taigi elemento ir jo pusės galia yra tarpinė tarp dviejų gretimų elementų už periodo ir pogrupio.
Elemento koordinatėms (periodo numeriui ir grupės numeriui) periodinėje sistemoje D. I. Mendelevo metodas gali būti naudojamas tam tikro atomo elektroninei struktūrai nustatyti, taigi ir jo pagrindinei galiai perteikti.
1. elektronų skaičius atome reiškia Nr laikotarpis, Kuriame yra antrinis elementas.
2. Bendras elektronų skaičius, kurios yra išorinio lygio s ir p orbitalėse (galvos pogrupių elementams) ir priekinio lygio d-orbitalėse ir išorinio lygio s-orbitalėse (šoninių pogrupių elementams; kaltinti:
reiškia Grupės numeris.
3. f-elementai nuliūsti arba III grupės šoniniame pogrupyje (trumpalaikis variantas), arba tarp IIA ir IIIB grupių (ilgalaikis variantas) - lantanidai(№ 57-70), aktinidai(№ 89-102).
4. Atomi skirtingų laikotarpių elementai, bet tų pačių pogrupių merdėti tačiau išorinių ir išorinių elektroninių lygybių ateitis Ir todėl gresia artimos chemijos institucijos.
5. didžiausias elemento oksido skaičius Tai sutampa su Elemento grupės numeris yra žinomas. Elemento sukietėjusių oksidų ir hidroksidų pobūdis atsigulti oksidacinis jų turimų elementų skaičius. Oksidai ir hidroksidai, kurie elementai yra oksidacijos stadijoje:
Kuo didesnis rūgštyje tirpaus elemento oksidacijos laipsnis, tuo ryškesnė oksidų ir hidroksidų rūgštinės galios išraiška.
Ozhe: I-III grupių elementų oksidai ir hidroksidai yra svarbūs amfoteriniai. IV-VII grupių elementų oksidai ir hidroksidai yra labai rūgštūs (su maksimalia oksidacija). Tų pačių elementų oksidai ir hidroksidai, kurių oksidacijos stadija žemesnė, gali turėti skirtingus požymius.
6. Elementų sujungimas su po pietų gal buti suskirstyti į 3 dideles grupes:
a) į druskas panašūs aktyvių metalų hidridai (LiH - , CaH - ta in.);
b) kovalentiniai vandeniniai p-elementų junginiai (B 2 H 6, CH 4, NH 3, H 2 O, HF ir kt.);
c) metalines fazes, kurias sudaro d ir f elementai; Likusi dalis priklauso nuo ne stechiometrinių rezultatų, todėl dažnai svarbu apsvarstyti, kaip juos pritaikyti prie individualių rezultatų ar svarių veiksnių.
IV grupės elementų vandens junginiai (CH 4 - metanas, SiH 4 - silanas) nesąveikauja su rūgštimis ar bazėmis, praktiškai netirpsta vandenyje.
V grupės elementų (NH 3 -amino) vandens mišiniai, ištirpę vandenyje, ištirpina bazę.
VI ir VII grupių elementų (H2S, HF) vandens mišiniai ištirpsta vandenyje.
7. Kito laikotarpio elementai, atomuose, kuriuose susidaro 2-asis elektronų rutuliukas, labai skiriasi nuo visų kitų elementų. Tai paaiškinama tuo, kad elektronų energija kitame rutulyje yra žymiai mažesnė už elektronų energiją kituose rutuliuose, o kitame rutulyje negali būti daugiau nei aštuoni elektronai.
8. vieno periodo d-elementai mažiau skirstomi į vieno tipo, apatinius galvos pogrupių elementus, kuriuose pamirštami išoriniai elektroniniai kamuoliukai.
9. Lantanidų reikšmė autoritetuose, atomuose, kuriuose užmirštas f apvalkalas, kuris yra dėl rutulio trečdalio, yra nereikšminga.
Odos laikotarpis(po pirmojo kaltininko) prasideda tipišku metalu ir baigiasi tauriosiomis dujomis, į kurias perduodamas tipiškas nemetalas.
Galios elementų kaita tarp laikotarpių:
1) kairiųjų autoritetų susilpnėjimas;
2) atomo spindulio pokytis;
3) oksidinių jėgų stiprinimas;
4) didėja jonizacijos energija;
5) didėja sporiškumas elektronui;
6) didėja elektrinis negatyvumas;
7) didėja oksidų ir hidroksidų rūgštinė galia;
8) pradedant nuo IV grupės (p-elementams), didėja vandens pagrindu pagamintų junginių atsparumas ir didėja jų rūgštinė galia.
Elementų galios pasikeitimas grupės ribose:
1) auga metalas ir galia;
2) atomo spindulys didėja;
3) galingų autoritetų stiprinimas;
4) jonizacijos energijos pokyčiai;
5) sporiškumas elektronų kaitai;
6) elektrinio neigiamumo pokyčiai;
7) didėja pagrindinė oksidų ir hidroksidų galia;
8) pradedant nuo IV grupės (p-elementams), kinta vandeninių junginių atsparumas, didėja jų rūgštingumas ir oksidų stiprumas.
VALENCIJA- patvirtinamas elementų atomų sukūrimas cheminiai ryšiai. Valentas nustatomas pagal nesuporuotų elektronų skaičių.
1852 metais Anglų chemikas Edwardas Franklandas suprato atsitiktinumo jėgą. Ši atomų galia vėliau pradėta vadinti valentiškumu.
Valentas lygus 2, nes yra 2 nesuporuoti elektronai.
OKSIDAVIMO ETAPAS- Psichinis atomo krūvis, kuris apskaičiuojamas darant prielaidą, kad molekulė susideda tik iš jonų.
Pakeičiant valentingumą, oksidacijos stadija turi ženklą.
Teigiamas oksidacijos etapaslygus iš šio atomo išskirtų (duotų) elektronų skaičiui. Atomas gali tiekti visus suporuotus elektronus.
Neigiamas oksidacijos etapaslygus šio atomo pritrauktų (įgytų) elektronų skaičiui; Jie neatskleidžia metalų. Nemetalų atomai gauna tiek elektronų, kiek reikia norint sukurti stabilią dabartinio lygio aštuonių elektronų konfigūraciją.
Pavyzdžiui: N -3; S-2; Cl -; C-4.
Mityba Nr. 3 Kaip keičiasi galia cheminiai elementai laikotarpiais ir pagrindiniais pogrupiais? Paaiškinkite šiuos modelius iš teorijos perspektyvos.
Tema:
I. Didėjant elemento eilės skaičiui, keičiasi elementų metalų valentingumas, o nemetalinių didėja, be to, periodais didėja elementų (mažasis) valentingumas junginiuose su rūgštimi. Nuo 1 iki 7, paliekama teisingai. Šios dėžutės paaiškinamos atomais:
1) Didėjant eilės numeriui, likusiame lygyje esančių elektronų skaičius atitinka grupės skaičių ir didelį grupės valentingumą.ednannyah su rūgštumu.
2) Per laikotarpį padidėjus eilės numeriui, didėja branduolio krūvis, dėl to didėja elektronų gravitacinės jėgos į branduolį.
Galime atskirti galios pokyčių modelius, atsirandančius tarp laikotarpių:
- Metalo galios keitimas;
- Vyraus nemetaliniai autoritetai;
— elementų oksidacijos stadija aukštesniuose oksiduose padidėja nuo $+1$ iki $+7$ ($+8$ už $Os$ ir $Ru$);
- Elementų oksidacijos lygis vasaros vandens džiovinimo pusuose padidėja nuo -4 $ iki $ -1 $;
- Oksidai iš bazinių pakeičiami rūgštiniais oksidais per amfoterines rūgštis;
– Hidroksidai pievose pakeičiami rūgštimis per amfoterines rūgštis.
D.I. Mendelevas už $ 1869 $ r. Pabaigęs projektą suformulavau Periodinį įstatymą, kuris skamba taip:
Cheminių elementų ir jų sukurtų junginių galia su pertraukomis pasireiškia vandeninių atominių alyvų elementų pavidalu.
Sistemindamas cheminius elementus pagal jų vandenines atomines mases, Mendelevas labai gerbė sukurtų elementų ir žodžių galias, paskirstydamas panašios galios elementus vertikalioje stulpelio grupėje.
Kitais atvejais, sulaužydamas savo atrastą modelį, Mendelejevas įdėjo svarbius elementus, kurių atominis svoris buvo mažesnis. Pavyzdžiui, į savo lentelę užrašėte kobaltą prieš nikelį, telūrą prieš jodą, o jei buvo atvirai inertinių (gentry) dujų, argoną prieš kalį. Mendelejevo skilimo tvarka buvo svarbi, nes buvo būtina, kad elementai būtų prarasti iš nepanašių į juos elementų grupės, pašalinant kalį metalą, kalį iš inertinių dujų grupės, o inertines dujas argoną iš pievų metalų grupės.
D.I. Mendelevas turėjo paaiškinti teisės normos ydas ir paaiškinti elementų galių ir jų sukurtų kalbų periodiškumo priežastį. Tačiau, nurodęs, kad tai yra griūvančio atomo priežastis, vidinė budova Tuo metu nieko nebuvo paskiepyta.
Akivaizdu, kad cheminių elementų klasifikacija grindžiama jų atomų branduolių krūviais, o periodinio dėsnio formuluotė yra tokia:
Cheminių elementų ir jų kuriamų medžiagų galia su pertraukomis yra jų atomų branduolių krūviuose.
Elementų galios pokyčių periodiškumas paaiškinamas periodišku būsimų jų atomų išorinių energijos lygių pasikartojimu. Taigi, didžiulis energijos lygių skaičius, didžiulis juose esančių elektronų skaičius ir elektronų skaičius kiekviename lygyje įkvepia periodinės lentelės simboliką. Atskleiskite fizinę laikotarpio numerio, grupės numerio ir elemento serijos numerio vietą.
Atomo Budova leidžia paaiškinti metalinių ir nemetalinių elementų kaitos periodais ir grupėse priežastis.
Periodinis dėsnis ir periodinė cheminių elementų sistema D.I. Mendelevas pateikia informaciją apie cheminius elementus ir jų žodžių kūrimą, paaiškina jų galių kitimo dažnumą ir tos pačios grupės elementų galių panašumo priežastis. Q du svarbiausias vertybes Periodinis dėsnis ir periodinė sistema papildomi dar kartą, kaip galima nuspėti tada. perteikti, apibūdinti galią ir nurodyti būdus, kaip atrasti naujus cheminius elementus.
Dauguma cheminių elementų yra pernešami į metalus – 92 USD iš 114 USD pašalintų elementų.
Visi metalai, išskyrus gyvsidabrį, visų pirma yra tvirtos žemiškosios valdžios kalbos.
Metalai- tai kaliosios, plastikinės, klampios medžiagos, kurios sukuria metalinę kibirkštį ir praleidžia šilumą bei elektrą.
Metalo elementų atomai gamina elektronus iš išorinės (ir priekinės) elektronų sferos, virsdami teigiamais jonais.
Šią metalo atomų galią, kaip žinote, lemia tai, kad jie skleidžia vienodai didelius spindulius ir nedidelį skaičių elektronų (svarbiausia, nuo 1 USD iki 3 USD išoriniame pasaulyje).
Kaltinama daugiau nei už 6 USD metalų: germanio, alavo ir švino atomai turi 4 USD elektronų, surmito ir bismuto atomai - 5 USD, polonio atomai - 6 USD.
Metalo atomai pasižymi mažomis elektronegatyvumo vertėmis (nuo 0,7 USD iki 1,9 USD) ir mažesne galia ir kt. elektronikos pristatymo data.
Jau žinote, kad periodinėje cheminių elementų lentelėje D.I. Mendelevo metalai randami žemiau boro-astatino įstrižainės, taip pat virš jos, antriniuose pogrupiuose. Laikotarpiuose ir pagrindinėse pogrupiuose yra metalų kaitos dėsniai, taigi ir svarbiausios elementų atomų galios.
Cheminiai elementai, esantys šalia boro-astatino įstrižainės ($ Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb $), turi antraeilių galių: vienuose jų junginiuose jie veikia kaip metalai, kituose – nemetalų galias.
Antriniuose pogrupiuose metalų galia dėl eilės skaičiaus padidėjimo dažniausiai kinta.
Tai galima paaiškinti tuo, kad valentinių elektronų jungties su šių metalų atomų branduoliais svarbai daugiausia įtakos turi branduolio krūvio dydis, o ne atomo spindulys. Branduolio krūvio kiekis žymiai padidės, o elektronų gravitacija į branduolį padidės. Atomo spindulys šiuo atveju didėja, bet nėra toks reikšmingas kaip pirminių pogrupių metaluose.
Paprasti žodžiai, sukurti cheminių elementų - metalų, ir sudėtingi metaliniai žodžiai vaidina svarbų vaidmenį mineralinėje ir organinėje Žemės „gyvybėje“. Išsiaiškinkite, kokiuose metalo elementų atomuose (jonuose) yra saugomi, pirminiai medžiagų mainai žmonių ir būtybių organizme. Pavyzdžiui, žmogaus kraujyje buvo rasta 76 USD elementų, iš kurių tik 14 USD buvo metalai. Veiksmai žmogaus organizme elementi-metalai(kalcio, kalio, natrio, magnio) ir dideliais kiekiais, tada. є makroelementai. Ir tokie metalai kaip chromas, manganas, seilės, kobaltas, varis, cinkas, molibdenas ir nedideliais kiekiais ir kt. tai mikroelementai.
Pagrindinių I-III grupių pogrupių mineralinių metalų ypatumai.
Pievos buvo užmestos– Šie metalai priklauso pagrindiniam I grupės pogrupiui. Jų atomai išoriniame energijos lygyje dalijasi po vieną elektroną. Pievų metikliai yra stiprūs bėgikai. Jų gausa ir cheminis aktyvumas didėja dėl to, kad padidėja elemento atominis skaičius (kuris periodinėje lentelėje mažėja). Visi smarvės kenkia elektroniniam laidumui. Ryšio tarp netauriųjų metalų atomų stiprumas keičiasi didėjant elemento atominiam skaičiui. Taip pat mažėja jų lydymosi ir virimo taškai. Pudelių metalas sąveikauja su daugybe paprastų medžiagų – oksidatorių. Reakcijoje su vandeniu smarvę sukuria skirtingos bazės vandenyje (pievose).
II grupės pagrindinio pogrupio elementai vadinami pievų elementais. Šių elementų atomai išoriniame energijos lygmenyje dalijasi dviem elektronais. Kvapas gaivus, rabarbarų oksidacijos kvapas $+2$. Šiame pagrindiniame pogrupyje yra paslėptų fizinių ir fizinių pokyčių modelių chemijos institucijos Dėl didesnio atomų dydžio grupėje žemyn, cheminiai ryšiai tarp atomų taip pat yra silpnesni. Esant didesniems jonų dydžiams, susilpnėja rūgštingumas, stiprėja oksidų ir hidroksidų stiprumas.
Pagrindinį III grupės pogrupį sudaro elementai boras, aliuminis, galis, indis ir talis. Visi elementai sumažinami iki $p$-elementų. Išoriniame energijos lygyje yra trys $(s^2p^1)$ elektronai, o tai paaiškina galių panašumą. Oksidacijos stadija $+3$. Grupės viduryje dėl padidėjusio metalinės šerdies krūvio padidės metalo galia. Boras yra nemetalinis elementas, o aliuminis taip pat turi metalo galią. Visi elementai reaguoja su oksidais ir hidroksidais.
Dauguma metalinių elementų yra antrinėse periodinės lentelės grupėse.
Ketvirtajame periode kalio ir kalcio atomai turi ketvirtą elektronų sferą, atkuriamas $4s$-medis, nes jis turi mažiau energijos, mažiau nei $3d$-medis. $K, Ca yra s$ elementai, įtraukti prieš pagrindinius pogrupius. Atomai nuo $Sc$ iki $Zn$ užpildyti elektronais iš $3d$-rajonų.
Pažiūrėkime, kokias jėgas veikia elektronas, kuris pasiekia atomą, kai didėja branduolio krūvis. Iš vienos pusės – atomo branduolio gravitacija, kuri verčia elektroną užimti mažiausią turimą energijos šaltinį. Kita vertus, jį gamina akivaizdūs elektronai. Jei energijos lygyje yra $8$ elektronų (užima $s-$ ir $p-$orbitos), jo priešingas poveikis yra toks stiprus, kad besivystantis elektronas sunaudoja daug energijos turinčią žemutinę $d-$ orbitą Italijoje. yra aukštesnė $s-$ puolančiojo lygio orbita. Kalio elektroninis energijos lygis yra $...3d^(0)4s^1$, kalcio - $...3d^(0)4s^2$.
Dar vienam elektronui patekus į skandį, prasidės $ 3d $ -orbitalių užpildymas, pakeisiantis dar daugiau didelės energijos $ 4 p $ -orbitalių. Tai atrodo energetiškai reikšminga. $3d$-orbitalės užpildymas baigiasi cinku, kurio elektronų tankis yra $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(10 )4s^2$. Pažymėtina, kad vario ir chromo elementai išvengia elektrono „gedimo“. Vario atome dešimtasis $d$-elektronas pereina į trečiąjį $3d$-medį.
Elektroninė formulė midi $...3d^(10)4s^1$. Chromo atomas ketvirtame energijos lygyje ($s$-orbitalė) turi $2$ elektronų. Tačiau vienas iš dviejų elektronų eina į trečiąjį energijos lygį, į nepaskirstytą $d$-orbitalę, kurios elektroninė formulė yra $...3d^(5)4s^1$.
Taigi, pakeitus pagrindinių pogrupių elementus, kai dabartinio lygio atominės orbitalės yra užpildytos elektronais, šoninių pogrupių elementai bus užpildyti dabartinio energijos šaltinio Nya $d$-orbitalėmis. Žvaigždės pavadinimas: $d$-elements.
Visi yra paprasti žodžiai, sukurti iš periodinės lentelės pogrupių elementų ir metalų. Zavdyaki į didesnį skaičių atominės orbitalės, apatinių galvučių pogrupių metaliniai elementai ir $d$ elementų atomai tarpusavyje sukuria daugybę cheminių ryšių ir taip sukuria mikrokristalinę gardelę. Svarbu, kad būtų ir mechaninis, ir geras šildymas. Todėl yra antrinių pogrupių metalai – vertingiausi ir ugniai atspariausi tarp visų metalų.
Matyt, kadangi atomas turi tris valentinius elektronus, elementas turi kintamą valentiškumą. Ši situacija taikoma daugumai $d$ elementų. Jų maksimalus valentingumas, kaip ir galvos pogrupių elementai, yra lygus grupės skaičiui (nors ir nekaltas). Elementai, turintys vienodą valentinių elektronų skaičių, įtraukiami į grupę tuo pačiu numeriu $(Fe, Co, Ni)$.
$d$ elementų oksidų ir hidroksidų galios pokytis laikotarpyje po blogio žlugimo valanda į dešinę. Dėl padidėjusio jų valentingumo jie svyruoja nuo bazinių galių iki amfoterinių iki rūgštinių. Pavyzdžiui, chromo valentingumas yra $+2, +3, +6$; ir jogo oksidas: $ CrO $ - bazinis, $ Cr_ (2) O_3 $ - amfoterinis, $ CrO_3 $ - rūgštinis.
Pirmoji mokslinė cheminių elementų klasifikacija buvo suskirstyti į metalus ir nemetalus. Ši klasifikacija laikui bėgant neprarado savo reikšmės.
NemetalaiŠie cheminiai elementai, kurių atomams būdingas polinkis priimti elektronus dar nepasibaigus srovės sferai, visada yra akivaizdūs, kaip taisyklė, dabartinėje elektronų sferoje yra keturi ar daugiau elektronų ir mažas atomų spindulys. su metalo atomais.
Į šią vertę neįtraukti kiti pagrindinio pogrupio VIII grupės elementai – inertinės arba tauriosios dujos, kurių atomai sudaro išorinės elektronų sferos pagrindą. Šių elementų atomų elektroninė konfigūracija yra tokia, kad jų negalima priskirti nei metalams, nei nemetalams. Smirdžiai yra tie objektai, kurie dalija elementus į metalus ir nemetalus, užimdami artimą padėtį tarp jų. Inertinės arba tauriosios dujos ("gentry" išreiškiamas inertiškumu) kartais pernešamos į nemetalą arba formaliai už fizinių ženklų. Šie produktai išsaugo į dujas panašų augalą iki labai žemos temperatūros. Taigi helis nepraeina esant žemai temperatūrai, kai $ t ° = -268,9 ° C $.
Cheminių elementų inertiškumas yra būdingas. Ksenonui ir kriptonui jis derinamas su fluoru ir rūgštimi: $KrF_2, XeF_2, XeF_4$ ir kt. Be jokios abejonės, šiais atvejais inertinės dujos atliko pionierių vaidmenį.
Yra nemetalų pėdsakų, kuriems būdingos didelės atomų elektronegatyvumo vertės. Laimėjimas svyruoja nuo 2 USD iki 4 USD. Nemetalai yra pagrindiniai pagrindinių pogrupių elementai, svarbiausia $p$-elementai ir galiausiai s-elementas.
Visi nemetaliniai elementai (įskaitant vandenį) yra pasiskolinti iš periodinės cheminių elementų sistemos D. I. Mendelevo viršutiniame dešiniajame kampe, kuris atidaro tricuput, yra fluoro $F$ viršūnė, o įstrižainė $B - At$ yra pagrindas.
Tačiau pėdsakas ypač sutelktas į dvigubą poziciją periodinėje sistemoje: I ir VII galvų pogrupių grupėse. Tai nėra išgalvota. Iš vienos pusės vandens atomas, kaip ir metalų atomai, turi vieną elektroną išoriniame (ir tą patį naujajame) elektronų rutulyje (elektroninė konfigūracija $1s^1$), kuris pasiduoda dabarčiai, pasireiškiantis pirmtako galia.
Daugumos vandens, kaip ir purvo metalų, oksidacijos stadija yra $+1$. Kai atomas atiduoda elektroną vandeniui, tai padaryti yra sunkiau nei netauriųjų metalų atomuose. Kita vertus, vandens atomas, kaip ir halogeno atomai, nepraranda vieno elektrono iki elektronų sferos užbaigimo, todėl vandens atomas gali priimti vieną elektroną, atskleisdamas oksidacijos agento galią ir būdingą oksidacijos stadiją. halogenas - 1 USD hidriduose (su 'Ednannyh su metalais, panašiai kaip pusmetaliai su halogenais - halogenidais). Jei prie atomo pridedamas vienas elektronas, vanduo tampa sudėtingesnis nei halogenai.
Nemetalų atomuose galios oksidai yra svarbesni. elektronikos prieinamumas. Šis faktas apibūdina elektronegatyvumo reikšmę, kuri natūraliai kinta tarp periodų ir pogrupių.
Fluoras yra stipriausias oksidatorius, jogo atomas cheminės reakcijos Tada neįmanoma tiekti elektronikos. atskleisti narsingą galią.
Išorinio elektrinio rutulio konfigūracija.
Kiti nemetalai gali parodyti galingą galią, nors jie yra daug silpnesni, palyginti su metalais; Perioduose ir jų pogrupiuose pradinė reikšmė kinta atvirkštine tvarka, lygia oksidui.
Cheminiai elementai – nemetalai mažiau nei 16 USD! Visai nedaug, jei tiki, kad elementų yra $114$. Du nemetaliniai elementai sudaro 76% žemės plutos. Tai kisen ($ 49 % $) ir silicis ($ 27 % $). Atmosferoje yra 0,03 USD rūgštingumo žemės plutoje. Jie nesudarė metalo, kad taptų 98,5 USD Roslino masės, 97,6 USD žmonių kūno masės. Nemetalai $C, H, O, N, S, P$ – organogenai, kurie sukuria svarbiausius dalykus organiškos kalbos gyvi baltymai: baltymai, riebalai, angliavandeniai, nukleorūgštys. Vėjo sandėlis, kuriuo tikime, apima paprastą ir sudėtingą kalbą, kurią taip pat sukuria nemetaliniai elementai (deguonis $O_2$, azotas $N_2$, anglies dioksidas $CO_2$, vandens garai $H_2O$ ir kt.).
Vodenas yra pagrindinis pasaulio elementas. Bagato kosminiai objektai(Dujų debesys, blizgučiai, įskaitant saulę) daugiau ar mažiau yra sudaryti iš vandens. Žemėje, įskaitant atmosferą, hidrosferą ir litosferą, mažiau nei 0,88% $. Ale tse už mišių, ir atominė masė Vanduo labai mažas. Todėl vietoj to sukuriamas nedidelis kiekis ir iš kiekvienų 100 USD atomų Žemėje, 17 USD vandens atomų.
Paskaita: Elementų galios kitimo modeliai ir jų padėtis laikotarpiais ir grupėmis
Rusų mokymas D.I. Mendelevas sėkmingai dirbo turtingose mokslo srityse. Tačiau didžiausią yomu populiarumą sukėlė unikalus periodinio cheminių elementų dėsnio atradimas 1869 m. Nuo pat pradžių tai skambėjo taip: „Visų elementų galia, o vėliau ir paprastų bei sudėtingų kalbų galia, kurią jie sukuria, periodiškai sustoja atominio karo akivaizdoje“.
Ninos įstatymo formuluotė kitokia. Dešinėje yra tai, kad per daugelį valandų, vadovaujantis įstatymu, nebuvo mažų atomo energijos apraiškų, o cheminio elemento energija buvo paimta atominei energijai. Dėl aktyvios atomo transformacijos ir naujos informacijos apie jo ateitį sukūrimo buvo išvestas šiandien aktualus dėsnis: „Cheminių atomų galia. elementai ir paprasta kalba, kurią jie sukuria periodiškai atsirandant jų atomų branduolių krūviams.
Įstatymas taip pat išreiškia grafiškai. Tai aiškiai iliustruoja lentelė:
Periodinė lentelė D.I. Mendeleveva
Tada mes pradėsime iš jo išgauti svarbią ir reikalingą informaciją mokslui suprasti. Turite jų eilutes. Tse laikotarpiais. Usyogo їх сім. Spėkite iš ankstesnės pamokos, kad odos periodo skaičius parodo energijos lygių, kuriuose yra cheminio elemento atomo elektronai, skaičių. Pavyzdžiui, natris (Na) ir magnis (Mg) randami trečiajame periode, nes jų elektronai yra trijuose energijos lygiuose. Visi laikotarpiai, išskyrus 1-ąjį, ima dešiniojo metalo pradžią ir baigiasi tauriosiomis dujomis.
Elektroninė konfigūracija:
pievos metalas - ns 1,
tauriosios dujos - ns 2 p 6, šiek tiek helio (ne) - 1s 2.
De n – su laikotarpio numeriu.
Lentelėje yra ir kitų vertikalių stulpelių grupuotės. Kai kuriose lentelėse gali būti 18 grupių, sunumeruotų arabiškais skaitmenimis. Tokia lentelės forma vadinama ilga, atsirado identifikavus skirtumus tarp d elementų ir s- bei p elementų. Taip pat tradicinis, sukurtas Mendelevo, tai trumpa forma, elementai sugrupuoti į 8 grupes, sunumeruotas romėniškais skaitmenimis:
Pateikėme jums jau pažįstamą trumpą lentelę.Kokią informaciją turime žinoti apie grupių numerius? Skaičius nustato elektronų, kurie sukuria cheminius ryšius, skaičių. Smirdžiai vadinami valentingumas. 8 grupės yra suskirstytos į du pogrupius: galvos ir šono.
Galvoje yra elektronikos s- ir p-pidrivniv. Tai ІА, ІІА, ІІІА, ІВА, VA, VIА, VIIА ir VIIIA pogrupiai. Pavyzdžiui, aliuminis (Al), III grupės pagrindinio pogrupio elementas, turi ... 3s 2 3p 1 valentinį elektroną.
Elementai, esantys antriniuose pogrupiuose, yra elektronikos d poskyryje. Šalutiniai produktai apima IB, IIB, IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB ir VIIIB grupes. Pavyzdžiui, manganas (Mn), VII grupės galvos pogrupio elementas, turi ... 3d 5 4s 2 valentinius elektronus.
Trumpoje lentelėje s-elementai pažymėti raudonai, p-elementai – geltonai, d-elementai – mėlynai, o f-elementai – baltai.
Taip pat iš lentelės galite sukurti šią diagramą, kurioje parodytas didžiausias elemento atominis skaičius ir mažesnis atomo spindulys. Kodėl? Dešinėje yra tai, kad padidėjus elektronų skaičiui, pasikeičia atomo spindulys. Kuo daugiau elektronų, tuo didesnė jų ryšio su branduoliu energija. Pavyzdžiui, fosforo (P) atomo branduolys greičiausiai pašalins elektronus iš kitos pusės, o natrio (Na) atomo branduolys mažiau turi vieną elektroną savo pusėje. Kadangi fosforo ir natrio atomai reaguoja, fosforas suteikia natriui elektroną, nes fosforas yra labiau elektronegatyvus. Šis procesas vadinamas elektronegatyvumu. Atminkite, kad Rusijoje dešiniarankis vienoje lentelės elementų eilėje jo elektrinis neigiamumas didėja, o vieno pogrupio viduryje jis keičiasi. Apie šią elementų galią kalbėsime būsimose pamokose.
Prisiminti:
1. Jei serijos numeris padidės, galime būti atsargūs:Jonizacija- tai procesas, kai cheminės reakcijos metu atomai paverčiami jonais (teigiamai įkrautu katijonu arba neigiamai įkrautu anijonu).
Elektronegatyvumas- atomo vertė prieš elektrono pritraukimas iš kito atomo vykstant cheminėms reakcijoms
Oksidacija- elektrono perkėlimo iš pirminio atomo (elektronų donoro) į oksiduojantį atomą (elektronų akceptorių) procesas ir padidinta reaktyvaus atomo oksidacijos stadija.
