محتوى المقال
الجدول الدوري للعناصرهو تصنيف العناصر الكيميائيةوفقًا للقانون الدوري ، الذي يحدد تغييرًا دوريًا في خصائص العناصر الكيميائية مع زيادة كتلتها الذرية ، المرتبط بزيادة شحنة نواة ذراتها ؛ لذلك ، فإن شحنة نواة الذرة تتطابق مع الرقم الترتيبي للعنصر في النظام الدوري وتسمى الذري رقمعنصر. يتم وضع النظام الدوري للعناصر في شكل جدول (جدول دوري للعناصر) ، في الصفوف الأفقية التي - فترات- هناك تغيير تدريجي في خصائص العناصر ، وفي الانتقال من فترة إلى أخرى - التكرار الدوري للخصائص المشتركة ؛ أعمدة رأسية - مجموعات- الجمع بين العناصر ذات الخصائص المتشابهة. يسمح النظام الدوري ، بدون دراسات خاصة ، بالتعرف على خصائص عنصر ما فقط على أساس الخصائص المعروفة للعناصر المجاورة في مجموعة أو فترة. يمكن التنبؤ بالخصائص الفيزيائية والكيميائية (الحالة الكلية ، الصلابة ، اللون ، التكافؤ ، التأين ، الاستقرار ، المعدنية أو غير المعدنية ، إلخ) لعنصر بناءً على الجدول الدوري.
في نهاية القرن الثامن عشر وبداية القرن التاسع عشر. حاول الكيميائيون إنشاء تصنيفات للعناصر الكيميائية وفقًا لها الفيزيائية و الخواص الكيميائية، على وجه الخصوص ، بناءً على الحالة الإجمالية للعنصر ، والجاذبية النوعية (الكثافة) ، والتوصيل الكهربائي ، والمعدنية - غير المعدنية ، والقاعدية - الحموضة ، إلخ.
التصنيفات حسب "الوزن الذري"
(أي بالكتلة الذرية النسبية).
فرضية بروت.
| الجدول 1. الجدول الدوري للعناصر الذي نشره منديليف في عام 1869 (الاصدار الاول) |
|||||
| Ti = 50 | Zr = 90 | ? = 180 | |||
| الخامس = 51 | ملحوظة = 94 | تا = 182 | |||
| كر = 52 | مو = 96 | ث = 186 | |||
| مينيسوتا = 55 | Rh = 104.4 | Pt = 197.4 | |||
| Fe = 56 | رو = 104.4 | الأشعة تحت الحمراء = 198 | |||
| ني = | شارك = 59 | Pd = 106.6 | Os = 199 | ||
| ع = 1 | النحاس = 63.4 | حج = 108 | الزئبق = 200 | ||
| كن = 9.4 | ملغ = 24 | الزنك = 65.2 | القرص المضغوط = 112 | ||
| ب = 11 | Al = 27.4 | ? = 68 | أور = 116 | Au = 197؟ | |
| ج = 12 | سي = 28 | ? = 70 | Sn = 118 | ||
| العدد = 14 | ف = 31 | كـ = 75 | Sb = 122 | ثنائية = 210؟ | |
| يا = 16 | S = 32 | Se = 79.4 | تي = 128؟ | ||
| إ = 19 | Cl = 35.5 | Br = 80 | أنا = 127 | ||
| لي = 7 | نا = 23 | ك = 39 | روبية = 85.4 | سي إس = 133 | TL = 204 |
| كاليفورنيا = 40 | ريال = 87.6 | با = 137 | الرصاص = 207 | ||
| ? = 45 | م = 92 | ||||
| ؟ إيه = 56 | لا = 94 | ||||
| ؟ Yt = 60 | دي = 95 | ||||
| ؟ في = 75.6 | عشر = 118 | ||||
| الجدول 2. تعديل جدول مندليف | |||||||||||||||||||||||||
| مجموعة | أنا | ثانيًا | ثالثا | رابعا | الخامس | السادس | سابعا | ثامنا | 0 | ||||||||||||||||
| صيغة أكسيد أو هيدريد المجموعة الفرعية |
R2O | RO | R2O3 | RH4 2 ريال عماني |
ر 3 R2O5 |
ر 2 3 ريال عماني |
ر R2O7 |
||||||||||||||||||
| الفترة 1 | 1 ح هيدروجين 1,0079 |
2 هو الهيليوم 4,0026 |
|||||||||||||||||||||||
| الفترة 2 | 3 لي الليثيوم 6,941 |
4 يكون البريليوم 9,0122 |
5 ب بور 10,81 |
6 ج كربون 12,011 |
7 ن نتروجين 14,0067 |
8 ا الأكسجين 15,9994 |
9 F الفلور 18,9984 |
10 ني نيون 20,179 |
|||||||||||||||||
| الفترة 3 | 11 نا صوديوم 22,9898 |
12 ملغ المغنيسيوم 24,305 |
13 ال الألومنيوم 26,9815 |
14 سي السيليكون 28,0855 |
15 ص الفوسفور 30,9738 |
16 س كبريت 32,06 |
17 Cl الكلور 35,453 |
18 أر أرجون 39,948 |
|||||||||||||||||
| الفترة 4 | 19 ك البوتاسيوم 39,0983 29 النحاس نحاس 63,546 |
20 كاليفورنيا الكالسيوم 40,08 30 Zn الزنك 65,39 |
21 الشوري سكانديوم 44,9559 31 جا الجاليوم 69,72 |
22 تي التيتانيوم 47,88 32 Ge الجرمانيوم 72,59 |
23 الخامس الفاناديوم 50,9415 33 مثل الزرنيخ 74,9216 |
24 سجل تجاري الكروم 51,996 34 حد ذاتها السيلينيوم 78,96 |
25 مينيسوتا المنغنيز 54,9380 35 Br البروم 79,904 |
26 الحديد حديد 55,847 |
27 شارك كوبالت 58,9332 |
28 ني نيكل 58,69 |
36 |
||||||||||||||
| الفترة 5 | 37 ر روبيديوم 85,4678 47 اي جي فضة 107,868 |
38 ريال سعودى السترونتيوم 87,62 48 قرص مضغوط الكادميوم 112,41 |
39 ص الإيتريوم 88,9059 49 في إنديوم 114,82 |
40 Zr الزركونيوم 91,22 50 sn تين 118,69 |
41 ملحوظة النيوبيوم 92,9064 51 سب الأنتيمون 121,75 |
42 شهر الموليبدينوم 95,94 52 تي التيلوريوم 127,60 |
43 ح تكنيتيوم 53 أنا اليود 126,9044 |
44 رو روثينيوم 101,07 |
45 Rh الروديوم 102,9055 |
46 PD البلاديوم 106,4 |
54 |
||||||||||||||
| الفترة 6 | 55 سي اس السيزيوم 132,9054 79 Au ذهب 196,9665 |
56 با الباريوم 137,33 80 زئبق الزئبق 200,59 |
57* لا اللانثانم 138,9055 81 تل الثاليوم 204,38 |
72 hf الهافنيوم 178,49 82 الرصاص يقود 207,21 |
73 تا التنتالوم 180,9479 83 ثنائية البزموت 208,9804 |
74 دبليو التنغستن 183,85 84 بو بولونيوم |
75 يكرر الرينيوم 186,207 85 في أستاتين |
76 نظام التشغيل الأوزميوم 190,2 |
77 الأشعة تحت الحمراء إيريديوم 192,2 |
78 نقطة البلاتين 195,08 |
86 |
||||||||||||||
| الفترة 7 | 87 الاب فرنسا |
88 رع الراديوم 226,0254 |
89** تيار متردد الأكتينيوم 227,028 |
104 | 105 | 106 | 107 | 108 | 109 | ||||||||||||||||
| * | 58 م 140,12 |
59 العلاقات العامة 140,9077 |
60 اختصار الثاني 144,24 |
61 مساءً |
62 سم 150,36 |
63 الاتحاد الأوروبي 151,96 |
64 Gd 157,25 |
65 السل 158,9254 |
66 دى 162,50 |
67 هو 164,9304 |
68 إيه 167,26 |
69 تم 168,9342 |
70 يب 173,04 |
71 لو 174,967 |
|||||||||||
| ** | 90 ذ 232,0381 |
91 بنسلفانيا 231,0359 |
92 يو 238,0289 |
93 Np 237,0482 |
94 بو |
95 أكون |
96 سم |
97 bk |
98 راجع |
99 إس |
100 اف ام |
101 م |
102 لا |
103 lr |
|||||||||||
| * اللانثانيدات: السيريوم ، البراسيوديميوم ، النيوديميوم ، البروميثيوم ، السماريوم ، اليوروبيوم ، الجادولينيوم ، التيربيوم ، الديسبروسيوم ، الهولميوم ، الإربيوم ، الثوليوم ، الإيتربيوم ، اللوتيتيوم. ** الأكتينيدات: الثوريوم ، البروتكتينيوم ، اليورانيوم ، النبتونيوم ، البلوتونيوم ، الأميريسيوم ، الكوريوم ، البركليوم ، الكاليفورنيوم ، الآينشتينيوم ، الفرميوم ، المندليفيوم ، النوبليوم ، اللورنسيوم. ملحوظة. يشار إلى الرقم الذري أعلى رمز العنصر ، ويشار إلى الكتلة الذرية أسفل رمز العنصر. القيمة الموجودة بين قوسين هي العدد الكتلي للنظير الأطول عمراً. |
|||||||||||||||||||||||||
فترات.
في هذا الجدول ، رتب مندليف العناصر في صفوف أفقية - فترات. يبدأ الجدول بفترة قصيرة جدًا تحتوي فقط على الهيدروجين والهيليوم. تحتوي الفترتان القصيرتان التاليتان على 8 عناصر لكل منهما. ثم هناك أربع فترات طويلة. جميع الفترات باستثناء البداية الأولى بمعدن قلوي (Li ، Na ، K ، Rb ، Cs) وتنتهي جميع الفترات بغاز نبيل. في الفترة السادسة ، توجد سلسلة من 14 عنصرًا - اللانثانيدات ، والتي لا مكان لها رسميًا في الجدول وعادة ما يتم وضعها تحت الطاولة. سلسلة أخرى مماثلة - الأكتينيدات - في الفترة السابعة. تتضمن هذه السلسلة العناصر المنتجة في المختبر ، مثل قصف اليورانيوم بجزيئات دون ذرية ، ويتم وضعها أيضًا أسفل اللانثانيدات أسفل الجدول.
المجموعات والمجموعات الفرعية.
عندما يتم ترتيب الفترات واحدة أسفل الأخرى ، يتم ترتيب العناصر في أعمدة ، وتشكيل مجموعات مرقمة 0 ، I ، II ، ... ، VIII. من المتوقع أن تظهر العناصر داخل كل مجموعة خصائص كيميائية عامة مماثلة. لوحظ تشابه أكبر للعناصر في المجموعات الفرعية (A و B) ، والتي تتكون من عناصر من جميع المجموعات باستثناء 0 و VIII. تسمى المجموعة الفرعية A المجموعة الفرعية الرئيسية ، وتسمى المجموعة B بالمجموعة الفرعية الثانوية. بعض العائلات لها أسماء ، مثل الفلزات القلوية (المجموعة IA) ، المعادن الأرضية القلوية(المجموعة IIA) ، الهالوجينات (المجموعة VIIA) والغازات النبيلة (المجموعة 0). تحتوي المجموعة الثامنة على المعادن الانتقالية Fe و Co و Ni ؛ Ru و Rh و Pd ؛ Os و Ir و Pt. كونها في منتصف فترات طويلة ، فإن هذه العناصر أكثر تشابهًا مع بعضها البعض من العناصر التي سبقتها وبعدها. في العديد من الحالات ، يتم انتهاك ترتيب الزيادة في الأوزان الذرية (بتعبير أدق ، الكتل الذرية) ، على سبيل المثال ، في أزواج من التيلوريوم واليود والأرجون والبوتاسيوم. هذا "الانتهاك" ضروري للحفاظ على تشابه العناصر في المجموعات الفرعية.
المعادن غير الفلزية.
يقسم القطر من الهيدروجين إلى الرادون تقريبًا جميع العناصر إلى معادن وغير فلزية ، في حين أن اللافلزات فوق القطر. (تشتمل اللافلزات على 22 عنصرًا - H ، B ، C ، Si ، N ، P ، As ، O ، S ، Se ، Te ، الهالوجينات والغازات الخاملة ، المعادن - جميع العناصر الأخرى). خصائص المعادن واللافلزات (الفلزات اسم قديم لمثل هذه العناصر). عند النظر في الخصائص حسب المجموعات الفرعية من أعلى إلى أسفل ، لوحظ زيادة في الخصائص المعدنية وضعف في الخصائص غير المعدنية.
التكافؤ.
معظم تعريف عامتكافؤ العنصر هو قدرة ذراته على الاندماج مع ذرات أخرى بنسب معينة. في بعض الأحيان يتم استبدال تكافؤ عنصر بمفهوم حالة الأكسدة القريبة منه. تتوافق حالة الأكسدة مع الشحنة التي ستكتسبها الذرة إذا تم تحويل جميع أزواج الإلكترونات في روابطها الكيميائية نحو المزيد من الذرات الكهربية. في أي فترة ، من اليسار إلى اليمين ، هناك زيادة في حالة الأكسدة الإيجابية للعناصر. عناصر المجموعة I لديها sd يساوي +1 وصيغة الأكسيد R 2 O ، عناصر المجموعة II - على التوالي +2 و RO ، إلخ. العناصر ذات sd السالب تقع في المجموعات الخامسة والسادسة والسابعة ؛ من المعتقد أن الكربون والسيليكون ، الموجودين في المجموعة الرابعة ، ليس لهما حالة أكسدة سالبة. الهالوجينات التي لها حالة أكسدة من -1 تشكل مركبات مع هيدروجين التكوين RH. بشكل عام ، حالة الأكسدة الموجبة للعناصر تتوافق مع رقم المجموعة ، والسالب واحد يساوي الفرق ثمانية ناقص رقم المجموعة. من المستحيل تحديد وجود أو عدم وجود حالات أكسدة أخرى من الجدول.
المعنى المادي للعدد الذري.
الفهم الحقيقي للجدول الدوري ممكن فقط على أساس الأفكار المعاصرةحول بنية الذرة. يعتبر العدد الذري لعنصر ما في الجدول الدوري أكثر أهمية بكثير من وزنه الذري (أي الكتلة الذرية النسبية) لفهم الخصائص الكيميائية.
هيكل الذرة.
في عام 1913 ، استخدم إن. بور النموذج النووي لبنية الذرة لشرح طيف ذرة الهيدروجين ، وهي أخف ذرة وبالتالي أبسط ذرة. اقترح بوهر أن ذرة الهيدروجين تتكون من بروتون واحد يتكون من نواة الذرة وإلكترون واحد يدور حول النواة.
تعريف مفهوم العدد الذري.
في عام 1913 ، اقترح A. van den Broek أن العدد الذري للعنصر - رقمه الذري - يجب تحديده بعدد الإلكترونات التي تدور حول نواة الذرة المحايدة ، ومع الشحنة الموجبة للنواة الذرية بوحدات من شحنة الإلكترون. ومع ذلك ، كان من الضروري التأكيد تجريبيًا على هوية شحنة الذرة والعدد الذري. افترض بوهر كذلك أن انبعاث الأشعة السينية المميز لعنصر ما يجب أن يتبع نفس قانون طيف الهيدروجين. وبالتالي ، إذا تم تحديد الرقم الذري Z مع شحنة النواة بوحدات شحنة الإلكترون ، فيجب أن تكون الترددات (الأطوال الموجية) للخطوط المقابلة في أطياف الأشعة السينية للعناصر المختلفة متناسبة مع Z 2 ، مربع العدد الذري للعنصر.
في 1913-1914 ، تلقى G. وهكذا أكد عمل موسلي افتراض فان دن بروك بأن العدد الذري لعنصر ما متطابق مع شحنة نواته. العدد الذري ، وليس الكتلة الذرية ، هو الأساس الحقيقي لتحديد الخصائص الكيميائية للعنصر.
الدورية والتركيب الذري.
تطورت نظرية بور الكمومية لبنية الذرة على مدى عقدين بعد عام 1913. أصبح "العدد الكمي" الذي اقترحه بوهر أحد الأرقام الكمومية الأربعة اللازمة لوصف حالة طاقة الإلكترون. في عام 1925 ، صاغ دبليو باولي "مبدأ المنع" الشهير (مبدأ باولي) ، والذي وفقًا لموجبه لا يمكن أن يكون هناك إلكترونان في الذرة ، حيث تكون جميع الأرقام الكمية متطابقة. عندما تم تطبيق هذا المبدأ على التكوينات الإلكترونية للذرات ، اكتسب الجدول الدوري أساسًا ماديًا. منذ العدد الذري Z ، أي إذا زادت الشحنة الموجبة لنواة الذرة ، فيجب أيضًا زيادة عدد الإلكترونات من أجل الحفاظ على الحياد الإلكتروني للذرة. تحدد هذه الإلكترونات "السلوك" الكيميائي للذرة. وفقًا لمبدأ باولي ، كلما زادت قيمة العدد الكمي ، تملأ الإلكترونات طبقات الإلكترون (الأصداف) بدءًا من تلك الأقرب إلى النواة. الطبقة المكتملة ، المليئة بجميع الإلكترونات وفقًا لمبدأ باولي ، هي الأكثر استقرارًا. لذلك ، فإن الغازات النبيلة مثل الهيليوم والأرجون ، والتي تحتوي على هياكل إلكترونية كاملة ، تقاوم أي هجوم كيميائي.
التكوينات الإلكترونية.
يسرد الجدول التالي الأرقام المحتملة للإلكترونات لحالات الطاقة المختلفة. عدد الكم الرئيسي ن= 1 ، 2 ، 3 ، ... يميز مستوى طاقة الإلكترونات (المستوى الأول يقع بالقرب من النواة). رقم الكم المداري ل = 0, 1, 2,..., ن- 1 يميز الزخم الزاوي المداري. دائمًا ما يكون رقم الكم المداري أقل من رقم الكم الرئيسي ، وقيمته القصوى تساوي رقم الكم الرئيسي ناقص 1. كل قيمة ليتوافق مع نوع معين من المداري - س, ص, د, F... (يأتي هذا التعيين من التسمية الطيفية للقرن الثامن عشر ، عندما تم استدعاء سلسلة مختلفة من الخطوط الطيفية المرصودة سالقيثارة صرئيسي دمنتشر و Fغير أساسي).
| الجدول 3. عدد الإلكترونات في دول مختلفة للطاقة في الذرة | |||
| عدد الكم الرئيسي | رقم الكم المداري | عدد الإلكترونات الموجودة على الغلاف | تعيين حالة الطاقة (النوع المداري) |
| 1 | 0 | 2 | 1س |
| 2 | 0 | 2 | 2س |
| 1 | 6 | 2ص | |
| 3 | 0 | 2 | 3س |
| 1 | 6 | 3ص | |
| 2 | 10 | 3د | |
| 4 | 0 | 2 | 4س |
| 1 | 6 | 4ص | |
| 2 | 10 | 4د | |
| 3 | 14 | 4F | |
| 5 | 0 | 2 | 5س |
| 1 | 6 | 5ص | |
| 2 | 10 | 5د | |
| 5 | 14 | 5F | |
| 4 | 18 | 5ز | |
| 6 | 0 | 2 | 6س |
| 1 | 6 | 6ص | |
| 2 | 10 | 6د | |
| ... | ... | ... | ... |
| 7 | 0 | 2 | 7س |
فترات قصيرة وطويلة.
يُشار إلى أدنى غلاف إلكتروني مكتمل بالكامل (مداري) بـ 1 سويتحقق في الهيليوم. المستويات التالية - 2 سو 2 ص- تتوافق مع تراكم قذائف ذرات عناصر الفترة الثانية ، وبتراكم كامل للنيون ، تحتوي على ما مجموعه 8 إلكترونات. مع زيادة قيم الرقم الكمي الرئيسي ، قد تكون حالة الطاقة لأقل رقم مداري للمصدر الأكبر أقل من حالة الطاقة لأعلى رقم كم مداري يتوافق مع الأساسي الأصغر. لذلك ، حالة الطاقة 3 دأعلى من 4 س، لذلك تم بناء عناصر الفترة الثالثة 3 س- و 3 صالمداري ، تنتهي بتكوين هيكل مستقر من غاز الأرجون النبيل. بعد ذلك يأتي المبنى المتسلسل 4 س-, 3د- و 4 ص- مدارات للعناصر من الفترة الرابعة ، حتى اكتمال غلاف الإلكترون الخارجي المستقر المكون من 18 إلكترونًا للكريبتون. هذا يؤدي إلى ظهور أول فترة طويلة. وبالمثل ، المبنى 5 س-, 4د- و 5 ص- المدارات من ذرات عناصر الفترة الخامسة (أي الثانية الطويلة) ، المنتهية بالهيكل الإلكتروني للزينون.
اللانثانيدات والأكتينيدات.
التعبئة المتتابعة بالإلكترونات 6 س-, 4F-, 5د- و 6 ص-المدارات المدارية لعناصر الفترة السادسة (أي الفترة الطويلة الثالثة) تؤدي إلى ظهور 32 إلكترونًا جديدًا ، والتي تشكل هيكل العنصر الأخير في هذه الفترة - الرادون. بدءًا من العنصر السابع والخمسين ، اللانثانم ، يتم ترتيب 14 عنصرًا بشكل تسلسلي ، تختلف قليلاً في الخواص الكيميائية. أنها تشكل سلسلة من اللانثانيدات ، أو العناصر الأرضية النادرة ، فيها 4 F- قشرة تحتوي على 14 إلكتروناً.
تتميز سلسلة الأكتينيدات ، التي تقع خلف الأكتينيوم (العدد الذري 89) ، ببناء 5 F- اصداف؛ يحتوي أيضًا على 14 عنصرًا متشابهة جدًا في الخواص الكيميائية. العنصر ذو العدد الذري 104 (رذرفورديوم) ، الذي يتبع آخر الأكتينيدات ، يختلف بالفعل في الخواص الكيميائية: إنه تناظرية للهافنيوم. يتم قبول الأسماء التالية للعناصر بعد rutherfordium: 105 - dubnium (Db) ، 106 - seaborgium (Sg) ، 107 - bohrium (Bh) ، 108 - hassium (Hs) ، 109 - meitnerium (Mt).
تطبيق الجدول الدوري.
تسمح معرفة الجدول الدوري للكيميائي بالتنبؤ بدرجة معينة من الدقة بخصائص أي عنصر قبل أن يبدأ العمل معه. علماء المعادن ، على سبيل المثال ، يعتبرون الجدول الدوري مفيدًا لإنشاء سبائك جديدة ، حيث يمكن ، باستخدام الجدول الدوري ، استبدال أحد معادن السبيكة باختيار بديل له بين جيرانه في الجدول بحيث ، مع بعض درجة الاحتمال ، لن يكون هناك تغيير كبير في الخصائص المتكونة منها سبيكة.
جاء مفهوم العناصر كمواد أولية من العصور القديمة ، وتغير تدريجياً ويجري صقله ، وانخفض إلى عصرنا. مؤسسو الآراء العلمية حول العناصر الكيميائية هم ر.بويل (القرن السابع) ، إم في لومونوسوف (القرن الثامن عشر) ودالتون (القرن التاسع عشر).
ل التاسع عشر في وقت مبكرالخامس. عُرف حوالي 30 عنصرًا بحلول منتصف القرن التاسع عشر - حوالي 60 عنصرًا. ومع تراكم عدد العناصر ، نشأت مهمة تنظيمها. مثل هذه المحاولات لـ D.I. كان مندليف في الخمسين من عمره على الأقل ؛ استند التنظيم إلى: الوزن الذري (يسمى الآن الكتلة الذرية) ، والمكافئ الكيميائي ، والتكافؤ. بالاقتراب من تصنيف العناصر الكيميائية ميتافيزيقيًا ، في محاولة لتنظيم العناصر المعروفة فقط في ذلك الوقت ، لم يتمكن أي من أسلاف D.I Mendeleev من اكتشاف الترابط العالمي للعناصر ، وإنشاء نظام واحد متناغم يعكس قانون تطور المادة. تم حل هذه المهمة المهمة للعلم ببراعة في عام 1869 من قبل العالم الروسي العظيم د. آي مينديليف ، الذي اكتشف القانون الدوري.
اتخذ مندليف كأساس للتنظيم: أ) الوزن الذري و ب) التشابه الكيميائي بين العناصر. أكثر الأسس تشابهًا في خصائص العناصر هو نفس التكافؤ الأعلى. يعتبر كل من الوزن الذري (الكتلة الذرية) وأعلى تكافؤ للعنصر ثوابت كمية ورقمية ملائمة للتنظيم.
بترتيب جميع العناصر الـ 63 المعروفة في ذلك الوقت على التوالي بترتيب زيادة الكتل الذرية ، لاحظ منديليف التكرار الدوري لخصائص العناصر على فترات غير متساوية. نتيجة لذلك ، أنشأ Mendeleev الإصدار الأول من النظام الدوري.
سمحت الطبيعة المنتظمة للتغيير في الكتل الذرية للعناصر على طول الخطوط الرأسية والأفقية للجدول ، فضلاً عن المساحات الفارغة المتكونة فيه ، لمندليف بالتنبؤ بجرأة بوجود عدد من العناصر في الطبيعة لم تكن موجودة بعد. كانت معروفة للعلم في ذلك الوقت وحتى تحدد كتلتها الذرية وخصائصها الأساسية ، بناءً على عناصر الموقع المفترضة في الجدول. لا يمكن القيام بذلك إلا على أساس نظام يعكس بموضوعية قانون تطور المادة. صاغ د. إي مينديليف جوهر القانون الدوري في عام 1869: "إن خصائص الأجسام البسيطة ، وكذلك أشكال وخصائص مركبات العناصر ، تعتمد بشكل دوري على حجم الأوزان الذرية (كتل) عناصر."
النظام الدوري للعناصر.
في عام 1871 ، قدم D.I Mendeleev النسخة الثانية من النظام الدوري (ما يسمى بالشكل المختصر للجدول) ، حيث يكشف عن درجات مختلفة من العلاقة بين العناصر. أتاح هذا الإصدار من النظام لمندليف التنبؤ بوجود 12 عنصرًا ووصف خصائص ثلاثة منهم بدقة عالية جدًا. بين عامي 1875 و 1886 تم اكتشاف هذه العناصر الثلاثة وتم الكشف عن تطابق كامل لخصائصها مع تلك التي تنبأ بها العالم الروسي العظيم. تلقت هذه العناصر الأسماء التالية: سكانديوم ، غاليوم ، جرمانيوم. بعد ذلك ، حصل القانون الدوري على اعتراف عالمي كقانون موضوعي للطبيعة وهو الآن أساس الكيمياء والفيزياء والعلوم الطبيعية الأخرى.
النظام الدوري للعناصر الكيميائية هو تعبير بياني عن القانون الدوري. من المعروف أن عددًا من القوانين ، بالإضافة إلى الصياغات اللفظية ، يمكن تمثيلها بيانياً والتعبير عنها بالصيغ الرياضية. هذا هو القانون الدوري. فقط القواعد الرياضية المتأصلة فيه ، والتي سيتم مناقشتها أدناه ، لم يتم توحيدها بعد بواسطة صيغة عامة. معرفة النظام الدوري يسهل دراسة المقرر كيمياء عامة.
يختلف تصميم النظام الدوري الحديث ، من حيث المبدأ ، قليلاً عن إصدار 1871. يتم ترتيب رموز العناصر في النظام الدوري في أعمدة رأسية وأفقية. هذا يؤدي إلى توحيد العناصر في مجموعات ومجموعات فرعية وفترات. يحتل كل عنصر خلية معينة في الجدول. الرسوم البيانية العمودية هي مجموعات (ومجموعات فرعية) ، والرسوم البيانية الأفقية هي فترات (وسلاسل).
مجموعةتسمى مجموعة من العناصر لها نفس التكافؤ في الأكسجين. يتم تحديد هذا التكافؤ الأعلى من خلال رقم المجموعة. نظرًا لأن مجموع التكافؤات الأعلى للأكسجين والهيدروجين للعناصر غير المعدنية هو ثمانية ، فمن السهل تحديد صيغة مركب الهيدروجين الأعلى من خلال رقم المجموعة. لذلك ، بالنسبة للفوسفور - أحد عناصر المجموعة الخامسة - أعلى تكافؤ في الأكسجين هو خمسة ، وصيغة أعلى أكسيد هي P2O5 ، وصيغة المركب مع الهيدروجين هي PH3. بالنسبة للكبريت ، وهو عنصر من المجموعة السادسة ، فإن صيغة أعلى أكسيد هي SO3 ، وأعلى مركب مع الهيدروجين هو H2S.
بعض العناصر لها تكافؤ أعلى لا يساوي عدد مجموعاتها. هذه الاستثناءات هي النحاس النحاس ، الفضة Ag ، الذهب Au. هم في المجموعة الأولى ، لكن تكافؤهم يختلف من واحد إلى ثلاثة. على سبيل المثال ، هناك مركبات: CuO ؛ منذ؛ Cu2O3 ؛ Au2O3. يتم وضع الأكسجين في المجموعة السادسة ، على الرغم من أن مركباته ذات التكافؤ الأعلى من اثنين لا تكاد توجد أبدًا. الفلور P - عنصر من عناصر المجموعة السابعة - بداخله مركبات حرجةأحادي التكافؤ. البروم Br - أحد عناصر المجموعة السابعة - خماسي التكافؤ إلى أقصى حد. هناك استثناءات كثيرة بشكل خاص في المجموعة الثامنة. يحتوي على عنصرين فقط: الروثينيوم رو والأوزميوم Os يظهران تكافؤًا ثمانية ، أكاسيدهما الأعلى لها الصيغتان RuO4 و OsO4. تكافؤ العناصر المتبقية من المجموعة VIII أقل بكثير.
في البداية ، تألف نظام مندليف الدوري من ثماني مجموعات. في نهاية القرن التاسع عشر. تم اكتشاف عناصر خاملة ، وتنبأ بها العالم الروسي N. A. Morozov ، وتم تجديد النظام الدوري بالمجموعة التاسعة على التوالي - صفر في العدد. يعتبر العديد من العلماء الآن أنه من الضروري العودة إلى تقسيم جميع العناصر مرة أخرى إلى 8 مجموعات. هذا يجعل النظام أكثر رشاقة ؛ من مواقف المجموعات الثمانية ، تصبح بعض القواعد والقوانين أكثر وضوحًا.
يتم توزيع عناصر المجموعة وفقًا لـ مجموعات فرعية. تجمع المجموعة الفرعية بين عناصر مجموعة معينة أكثر تشابهًا في خواصها الكيميائية. يعتمد هذا التشابه على التشابه في بنية غلاف الإلكترون لذرات العناصر. في النظام الدوري ، يتم وضع رموز عناصر كل مجموعة فرعية رأسيًا بدقة.
في المجموعات السبع الأولى ، هناك مجموعة فرعية رئيسية واحدة ومجموعة فرعية واحدة ؛ في المجموعة الثامنة هناك مجموعة فرعية رئيسية واحدة ، "عناصر خاملة" ، وثلاثة عناصر ثانوية. عادةً ما يُعطى اسم كل مجموعة فرعية باسم العنصر العلوي ، على سبيل المثال: مجموعة فرعية من الليثيوم (Li-Na-K-Rb-Cs-Fr) ، ومجموعة فرعية من الكروم (Cr-Mo-W). بينما عناصر من نفس المجموعة الفرعية هي نظائر كيميائية ، تختلف أحيانًا عناصر المجموعات الفرعية المختلفة لنفس المجموعة بشكل حاد جدًا في خصائصها. الملكية المشتركةبالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية الرئيسية والثانوية لنفس المجموعة ، يوجد أساسًا نفس أعلى تكافؤ للأكسجين. لذلك ، المنغنيز Mn والكلور C1 ، اللذان يقعان في مجموعات فرعية مختلفة من المجموعة السابعة ، لا يوجد بينهما أي شيء مشترك كيميائيًا: المنغنيز معدن ، والكلور مادة غير معدنية نموذجية. ومع ذلك ، فإن صيغ أكاسيدها الأعلى والهيدروكسيدات المقابلة لها متشابهة: Mn2O7 - Cl2O7 ؛ HMnO4 - HC1O4.
في الجدول الدوري ، يوجد صفان أفقيان من 14 عنصرًا يقعان خارج المجموعات. عادة ما يتم وضعها في أسفل الجدول. يتكون أحد هذه الصفوف من عناصر تسمى اللانثانيدات (حرفيا: على غرار اللانثانم) ، الصف الآخر - عناصر الأكتينيدات (على غرار الأكتينيوم). توجد رموز الأكتينيد أسفل رموز اللانثانيد. يكشف هذا الترتيب عن 14 مجموعة فرعية أقصر ، كل منها يتكون من عنصرين: هذه هي الجانب الثاني ، أو مجموعات فرعية لانثانيد أكتينيد.
على أساس ما قيل ، هناك: أ) المجموعات الفرعية الرئيسية ، ب) المجموعات الفرعية الجانبية و ج) المجموعات الفرعية للجانب الثاني (اللانثانيد - الأكتينيد).
وتجدر الإشارة إلى أن بعض المجموعات الفرعية الرئيسية تختلف أيضًا عن بعضها البعض في بنية ذرات عناصرها. بناءً على ذلك ، يمكن تقسيم جميع المجموعات الفرعية للنظام الدوري إلى 4 فئات.
I. المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعتين الأولى والثانية (مجموعات فرعية من الليثيوم والبريليوم).
ثانيًا. ستة مجموعات فرعية رئيسية III - IV - V - VI - VII - VIII (مجموعات فرعية من البورون والكربون والنيتروجين والأكسجين والفلور والنيون).
ثالثا. عشر مجموعات فرعية ثانوية (واحدة في كل مجموعة من الأولى إلى السابعة وثلاثة في المجموعة الثامنة). JFC
رابعا. أربعة عشر مجموعة فرعية من اللانثانيد - الأكتينيد.
عدد المجموعات الفرعية لهذه الفئات 4 هو المتوالية العددية: 2-6-10-14.
وتجدر الإشارة إلى أن العنصر العلوي لأي مجموعة فرعية رئيسية يقع في الفترة 2 ؛ العنصر العلوي لأي جانب - في الفترة الرابعة ؛ العنصر العلوي لأي مجموعة فرعية من اللانثانيدات - الأكتينيد هو في الفترة السادسة. وهكذا ، مع كل فترة زوجية جديدة من النظام الدوري ، تظهر فئات جديدة من المجموعات الفرعية.
كل عنصر ، باستثناء كونه في مجموعة معينة ومجموعة فرعية ، هو أيضًا في إحدى الفترات السبع.
الفترة هي عبارة عن تسلسل من العناصر ، تتغير خلالها خصائصها بترتيب التعزيز التدريجي من المعدن النموذجي إلى غير المعدني بشكل نموذجي (ميتالويد). تنتهي كل فترة بعنصر خامل. عندما تضعف الخصائص المعدنية ، تبدأ الخصائص غير المعدنية في الظهور في العناصر وتزداد تدريجياً ؛ في منتصف الفترات ، توجد عادة عناصر تجمع ، بدرجة أو بأخرى ، الخصائص المعدنية وغير المعدنية. غالبًا ما تسمى هذه العناصر مذبذب.
تكوين الفترات.
الفترات ليست موحدة في عدد العناصر المدرجة فيها. الثلاثة الأولى تسمى صغيرة ، والأربعة الأخرى تسمى كبيرة. على التين. 8 يوضح تكوين الفترات. يتم التعبير عن عدد العناصر في أي فترة بواسطة الصيغة 2p2 حيث n عدد صحيح. في الفترتين 2 و 3 هناك 8 عناصر لكل منهما ؛ في 4 و 5 - 18 عنصرًا لكل منهما ؛ في 6-32 عنصرًا ؛ في 7 ، لم يتم الانتهاء بعد ، هناك 18 عنصرًا ، على الرغم من أنه من الناحية النظرية يجب أن يكون هناك أيضًا 32 عنصرًا.
الفترة الأصلية 1. يحتوي على عنصرين فقط: الهيدروجين H والهيليوم He. يحدث انتقال الخصائص من المعدن إلى غير المعدني: هنا في عنصر مذبذب نموذجي - الهيدروجين. هذا الأخير ، وفقًا لبعض الخصائص المعدنية المتأصلة فيه ، يقود المجموعة الفرعية للمعادن القلوية ، وفقًا لخصائصه غير المعدنية ، فهو يقود المجموعة الفرعية من الهالوجينات. لذلك غالبًا ما يتم وضع الهيدروجين في النظام الدوري مرتين - في المجموعتين 1 و 7.
مختلف التركيب الكميتؤدي الفترات إلى نتيجة مهمة: العناصر المجاورة للفترات الصغيرة ، على سبيل المثال ، الكربون C والنيتروجين N ، تختلف بشكل حاد عن بعضها البعض في خصائصها: العناصر المجاورة لفترات كبيرة ، على سبيل المثال ، الرصاص Pb والبزموت Bi ، هي أقرب بكثير في خصائص لبعضها البعض ، فكيف يحدث التغيير في طبيعة العناصر في فترات كبيرة في قفزات صغيرة. في أقسام منفصلة لفترات طويلة ، حتى هذا الانخفاض البطيء في الفلزية لوحظ أن العناصر المجاورة تتشابه كثيرًا في خواصها الكيميائية. هذا ، على سبيل المثال ، هو ثالوث عناصر الفترة الرابعة: الحديد - الحديد - الكوبالت - النيكل - النيكل - النيكل ، والذي يُطلق عليه غالبًا "عائلة الحديد". التشابه الأفقي (القياس الأفقي) يتداخل هنا حتى التشابه الرأسي (القياس الرأسي) ؛ وبالتالي ، فإن عناصر المجموعة الفرعية للحديد - الحديد والروثينيوم والأوزميوم - أقل تشابهًا كيميائيًا مع بعضها البعض من عناصر "عائلة الحديد".
المثال الأكثر وضوحا على القياس الأفقي هو اللانثانيدات. كل منهم متشابه كيميائيا مع بعضها البعض و lanthanum La. في الطبيعة ، توجد في الشركات ، من الصعب فصلها ، أعلى معدل تكافؤ نموذجي لمعظمها هو 3. تم العثور على دورية داخلية خاصة في اللانثانيدات: كل ثامن منها ، بترتيب الترتيب ، يكرر إلى حد ما خصائص وحالات التكافؤ من الأول ، أي الذي يبدأ منه العد. وبالتالي ، فإن terbium Tb يشبه السيريوم Ce ؛ اللوتيتيوم لو - إلى الجادولينيوم Gd.
الأكتينيدات تشبه اللانثانيدات ، ومع ذلك ، فإن تشابهها الأفقي يتجلى بشكل كبير درجة أقل. أعلى تكافؤ لبعض الأكتينيدات (على سبيل المثال ، اليورانيوم U) يصل إلى ستة. ممكن أساسًا ومن بينها الدورية الداخلية لم يتم تأكيدها بعد.
ترتيب العناصر في النظام الدوري. قانون موزلي.
قام D.I Mendeleev بترتيب العناصر في تسلسل معين ، يسمى أحيانًا "سلسلة Mendeleev". بشكل عام ، يرتبط هذا التسلسل (الترقيم) بزيادة في الكتل الذرية للعناصر. ومع ذلك ، هناك استثناءات. أحيانًا المسار المنطقي لـ التغيير في التكافؤ يتعارض مع مسار التغيير في الكتل الذرية في مثل هذه الحالات ، هناك حاجة إلى إعطاء الأفضلية لواحد من قاعدتي التنظيم المنظم. في بعض الحالات ، انتهك D.I Mendeleev مبدأ ترتيب العناصر وفقًا لزيادة الكتل الذرية والاعتماد على التشابه الكيميائي بين العناصر. إذا كان منديليف قد وضع النيكل قبل الكوبالت واليود الأول قبل تي تيلوريوم ، فإن هذه العناصر ستندرج في مجموعات فرعية ومجموعات لا تتوافق مع خصائصها وأعلى تكافؤ لها .
في عام 1913 ، لاحظ العالم الإنجليزي جي موسلي ، الذي درس أطياف الأشعة السينية لعناصر مختلفة ، وجود نمط يربط بين عدد العناصر في نظام مندليف الدوري وطول موجة هذه الأشعة ، الناتج عن تشعيع عناصر معينة بسحب الكاثود. . اتضح أن الجذور التربيعيةمن القيم المتبادلة للأطوال الموجية لهذه الأشعة ترتبط خطيًا بالأرقام التسلسلية للعناصر المقابلة. أتاح قانون G. Moseley التحقق من صحة "سلسلة Mendeleev" وأكد خلوها من العيوب.
دعنا ، على سبيل المثال ، قيم العنصرين رقم 20 ورقم 30 معروفة ، وأرقامهما في النظام لا تسبب لنا شكوكًا. ترتبط هذه القيم بالأرقام المحددة في علاقة خطية. للتحقق ، على سبيل المثال ، من صحة الرقم المخصص للكوبالت (27) ، واستناداً إلى الكتلة الذرية ، يجب أن يحتوي النيكل على هذا الرقم ، ويتم تشعيعه بأشعة الكاثود: ونتيجة لذلك ، تنبعث الأشعة السينية من الكوبالت . من خلال تحللها على حواجز مناسبة للحيود (على بلورات) ، نحصل على طيف هذه الأشعة ، وباختيار أوضح الخطوط الطيفية ، نقيس الطول الموجي () للحزمة المقابلة لهذا الخط ؛ ثم ضع القيمة على الإحداثي جانبًا. من النقطة A التي تم الحصول عليها ، نرسم خطًا مستقيمًا موازٍ لمحور x ، حتى يتقاطع مع الخط المستقيم المحدد مسبقًا. من نقطة التقاطع B ، نخفض العمود العمودي على محور الإحداثي: سيشير لنا بدقة إلى رقم الكوبالت الذي يساوي 27. لذلك ، تلقى النظام الدوري لعناصر D. I. Mendeleev - ثمرة الاستنتاجات المنطقية للعالم - تأكيدًا تجريبيًا.
الصياغة الحديثة للقانون الدوري. المعنى الماديالرقم الترتيبي للعنصر.
بعد عمل G. يسمى الآن ، العدد الذري للعنصر. تم الكشف عن المعنى المادي لهذا الثابت في عام 1920 من خلال عمل العالم الإنجليزي د. تشادويك تجريبيًا أثبت أن الرقم الترتيبي للعنصر يساوي عددًا القيمة شحنة موجبة Z لنواة ذرة هذا العنصر ، أي عدد البروتونات في النواة. اتضح أن D.I Mendeleev ، دون الشك في ذلك ، رتب العناصر في تسلسل يتوافق تمامًا مع الزيادة في شحنة نوى ذراتهم.
في الوقت نفسه ، ثبت أيضًا أن ذرات نفس العنصر يمكن أن تختلف عن بعضها البعض في كتلتها ؛ تسمى هذه الذرات بالنظائر. يمكن أن تكون الذرات بمثابة مثال: و. في الجدول الدوري ، تحتل نظائر العنصر نفسه خلية واحدة. فيما يتعلق باكتشاف النظائر ، تم توضيح مفهوم العنصر الكيميائي. حاليًا ، العنصر الكيميائي هو نوع من الذرات التي لها نفس الشحنة النووية - نفس عدد البروتونات في النواة. كما تم تنقيح صياغة القانون الدوري. تنص الصياغة الحديثة للقانون على أن خصائص العناصر ومركباتها تعتمد بشكل دوري على حجم وشحنة نوى ذراتها.
الخصائص الأخرى للعناصر المرتبطة ببنية الطبقات الإلكترونية الخارجية للذرات والأحجام الذرية وطاقة التأين وغيرها من الخصائص تتغير أيضًا بشكل دوري.
النظام الدوري وهيكل الأصداف الإلكترونية لذرات العناصر.
في وقت لاحق ، وجد أن الرقم التسلسلي للعنصر ليس فقط له معنى مادي عميق ، ولكن أيضًا المفاهيم الأخرى التي تم اعتبارها سابقًا في وقت سابق اكتسبت أيضًا معنى ماديًا بشكل تدريجي. على سبيل المثال ، يكشف رقم المجموعة ، الذي يشير إلى أعلى تكافؤ للعنصر ، عن الحد الأقصى لعدد الإلكترونات لذرة عنصر معين يمكنه المشاركة في تكوين رابطة كيميائية.
تبين أن رقم الفترة ، بدوره ، مرتبط بعدد مستويات الطاقة الموجودة في غلاف الإلكترون لذرة عنصر في فترة معينة.
وهكذا ، على سبيل المثال ، فإن "إحداثيات" القصدير Sn (الرقم التسلسلي 50 ، الفترة 5 ، المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الرابعة) تعني أن هناك 50 إلكترونًا في ذرة القصدير ، موزعة على 5 مستويات للطاقة ، 4 إلكترونات فقط هي التكافؤ .
المعنى المادي لإيجاد العناصر في مجموعات فرعية من فئات مختلفة مهم للغاية. اتضح أنه بالنسبة للعناصر الموجودة في مجموعات فرعية من الفئة الأولى ، يقع الإلكترون التالي (الأخير) على المستوى الفرعي s من المستوى الخارجي. هذه العناصر تنتمي إلى الأسرة الإلكترونية. بالنسبة لذرات العناصر الموجودة في مجموعات فرعية من الفئة الثانية ، يقع الإلكترون التالي على المستوى الفرعي p من المستوى الخارجي. هذه هي عناصر الأسرة الإلكترونية "p" ، وبالتالي فإن الإلكترون الخمسين التالي من ذرات القصدير يقع على المستوى الفرعي p من المستوى الخارجي ، أي مستوى الطاقة الخامس.
بالنسبة لذرات عناصر المجموعات الفرعية من الفئة الثالثة ، يقع الإلكترون التالي على المستوى الفرعي d ، ولكن بالفعل قبل المستوى الخارجي ، هذه عناصر من العائلة الإلكترونية "d". بالنسبة لذرات اللانثانيد والأكتينيد ، يقع الإلكترون التالي على المستوى الفرعي f ، قبل المستوى الخارجي. هذه هي عناصر الأسرة الإلكترونية "f".
ليس من قبيل المصادفة أن أعداد المجموعات الفرعية من هذه الفئات الأربع المذكورة أعلاه ، أي 2-6-10-14 ، تتطابق مع الحد الأقصى لعدد الإلكترونات في المستويات الفرعية s-p-d-f.
لكن اتضح أنه من الممكن حل مشكلة ترتيب ملء غلاف الإلكترون واشتقاق صيغة إلكترونية لذرة أي عنصر وعلى أساس النظام الدوري ، مما يشير بوضوح إلى المستوى والمستوى الفرعي لكل متتالي. إلكترون. يشير النظام الدوري أيضًا إلى وضع العناصر واحدًا تلو الآخر في فترات ومجموعات ومجموعات فرعية وتوزيع إلكتروناتها حسب المستويات والمستويات الفرعية ، لأن كل عنصر له خصائصه الخاصة ، ويميز الإلكترون الأخير. كمثال ، دعونا نحلل تجميع الصيغة الإلكترونية لذرة عنصر الزركونيوم (Zr). يعطي النظام الدوري مؤشرات و "إحداثيات" هذا العنصر: الرقم التسلسلي 40 ، الفترة 5 ، المجموعة الرابعة ، المجموعة الفرعية الجانبية. الاستنتاجات الأولى: أ) جميع الإلكترونات الأربعين ، ب) هذه الإلكترونات الأربعين موزعة على خمسة مستويات للطاقة ؛ ج) من بين 40 إلكترونًا ، 4 فقط من التكافؤ ، د) دخل الإلكترون الأربعون التالي المستوى الفرعي d قبل المستوى الخارجي ، أي مستوى الطاقة الرابع ، ويمكن استخلاص استنتاجات مماثلة حول كل عنصر من العناصر الـ 39 التي تسبق الزركونيوم ، فقط المؤشرات والإحداثيات سوف تكون مختلفة في كل مرة.
لذلك ، تتمثل الطريقة المنهجية لتجميع الصيغ الإلكترونية للعناصر استنادًا إلى النظام الدوري في حقيقة أننا نفكر بالتسلسل في غلاف الإلكترون لكل عنصر على طول المسار إلى العنصر المحدد ، مع تحديد "إحداثياته" حيث دخل الإلكترون التالي. القذيفة.
أول عنصرين من الفترة الأولى ، الهيدروجين H والهيليوم ، لا ينتميان إلى عائلة s. ينتقل اثنان من إلكتروناتهم إلى المستوى الفرعي s من المستوى الأول. نكتب: تنتهي الفترة الأولى هنا ، ومستوى الطاقة الأول أيضًا. العنصران التاليان من الفترة الثانية ، الليثيوم لي والبريليوم بي ، موجودان في المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعتين الأولى والثانية. هذه أيضًا عناصر s. ستقع إلكتروناتهم التالية في المستوى الفرعي s من المستوى الثاني. نكتب التالي ، 6 عناصر من الفترة الثانية تتبع على التوالي: البورون B ، الكربون C ، النيتروجين N ، الأكسجين O ، الفلور F والنيون. وفقًا لموقع هذه العناصر في المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعات III - Vl ، ستقع إلكتروناتها الستة التالية في المستوى الفرعي p من المستوى الثاني. نكتب: تنتهي الفترة الثانية بعنصر خامل نيون ، ويكتمل أيضًا مستوى الطاقة الثاني. يتبع ذلك عنصرين من الفترة الثالثة من المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعتين الأولى والثانية: الصوديوم والمغنيسيوم المغنيسيوم. هذه هي العناصر s وإلكتروناتها التالية تقع على المستوى الفرعي s من المستوى 3. ثم هناك ستة عناصر من الفترة الثالثة: الألومنيوم Al ، السيليكون Si ، الفوسفور P ، الكبريت S ، الكلور C1 ، الأرجون Ar. وفقًا لموقع هذه العناصر في المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعات من الثالث إلى السادس ، فإن إلكتروناتها التالية ، من بين ستة ، ستكون موجودة في المستوى الفرعي p من المستوى الثالث - تكتمل الفترة الثالثة بواسطة عنصر الأرجون الخامل ، ولكن لم يكتمل مستوى الطاقة الثالث بعد ، بينما لا توجد إلكترونات في المستوى الثالث المحتمل d-sublevel.
يتبع ذلك عنصرين من الفترة الرابعة من المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعتين الأولى والثانية: البوتاسيوم K والكالسيوم Ca. هذه مرة أخرى عناصر s. ستكون إلكتروناتهم التالية في المستوى الفرعي s ، ولكن بالفعل في المستوى الرابع. من الأكثر ربحًا من الناحية النشطة أن تبدأ هذه الإلكترونات التالية في ملء المستوى الرابع ، وهو أبعد ما يكون عن النواة ، بدلاً من ملء المستوى الفرعي ثلاثي الأبعاد. نكتب: العناصر العشرة التالية من الفترة الرابعة من رقم 21 scandium Sc إلى رقم 30 zinc Zn موجودة في مجموعات فرعية جانبية III - V - VI - VII - VIII - I - II. نظرًا لأنهم جميعًا عناصر d ، فإن إلكتروناتهم التالية تقع على المستوى الفرعي d قبل المستوى الخارجي ، أي الثالث من النواة. نكتب:
العناصر الستة التالية من الفترة الرابعة: الغاليوم Ga ، الجرمانيوم Ge ، الزرنيخ As ، السيلينيوم Se ، البروم Bromine ، الكريبتون Kr - موجودة في المجموعات الفرعية الرئيسية III - VIIJ من المجموعات. توجد إلكتروناتهم الستة التالية في المستوى الفرعي p من المستوى الخارجي ، أي المستوى الرابع: يتم اعتبار العناصر 3b ؛ تكتمل الفترة الرابعة بالعنصر الخامل الكريبتون ؛ مكتمل ومستوى الطاقة الثالث. ومع ذلك ، في المستوى 4 ، يتم ملء مستويين فرعيين فقط بالكامل: s و p (من 4 ممكن).
يتبع ذلك عنصرين من الفترة الخامسة من المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعتين الأولى والثانية: رقم 37 روبيديوم Rb ورقم 38 سترونتيوم الأب. هذه عناصر من عائلة s ، وتقع إلكتروناتها التالية على المستوى الفرعي s من المستوى الخامس: العنصران الأخيران - رقم 39 yttrium YU No. 40 zirconium Zr - موجودان بالفعل في مجموعات فرعية جانبية ، أي تنتمي لعائلة د. سيذهب اثنان من إلكتروناتهم التالية إلى المستوى الفرعي d ، قبل المستوى الخارجي ، أي المستوى 4 بتلخيص جميع الإدخالات بالتسلسل ، نقوم بتكوين الصيغة الإلكترونية لذرة الزركونيوم رقم 40. يمكن تعديل الصيغة الإلكترونية المشتقة لذرة الزركونيوم إلى حد ما عن طريق ترتيب المستويات الفرعية بترتيب ترقيم مستوياتها:
يمكن بالطبع تبسيط الصيغة المشتقة إلى توزيع الإلكترونات فقط مستويات الطاقة: Zr - 2 | 8 | 18 | 8 + 2 | 2 (يشير السهم إلى نقطة دخول الإلكترون التالي ؛ يتم وضع خط تحت إلكترونات التكافؤ). لا يكمن المعنى المادي لفئة المجموعات الفرعية فقط في الاختلاف في المكان الذي يدخل فيه الإلكترون التالي إلى غلاف الذرة ، ولكن أيضًا في المستويات التي توجد بها إلكترونات التكافؤ. من مقارنة الصيغ الإلكترونية المبسطة ، على سبيل المثال ، الكلور (الفترة الثالثة ، المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السابعة) ، الزركونيوم (الفترة الخامسة ، المجموعة الفرعية الثانوية للمجموعة الرابعة) واليورانيوم (الفترة السابعة ، المجموعة الفرعية لانثانيد الأكتينيد)
№17 ، С1-2 | 8 | 7
№40 ، Zr - 2 | 8 | 18 | 8+ 2 | 2
№92 ، U - 2 | 8 | 18 | 32 | 18 + 3 | 8 + 1 | 2
يمكن ملاحظة أنه بالنسبة لعناصر أي مجموعة فرعية رئيسية ، يمكن فقط تكافؤ الإلكترونات من المستوى الخارجي (s و p). بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية الثانوية ، يمكن أن تكون إلكترونات المستوى الخارجي والمستوى الخارجي جزئيًا (s و d) تكافؤًا. في اللانثانيدات وخاصة الأكتينيدات ، يمكن أن توجد إلكترونات التكافؤ على ثلاثة مستويات: خارجي ، وما قبل خارجي ، وما قبل خارجي. عادة، الرقم الإجماليإلكترونات التكافؤ تساوي رقم المجموعة.
خصائص العنصر. طاقة التأين. طاقة تقارب الإلكترون.
يتم إجراء دراسة مقارنة لخصائص العناصر في ثلاثة اتجاهات محتملة للنظام الدوري: أ) أفقي (حسب الفترة) ، ب) عمودي (حسب المجموعة الفرعية) ، ج) قطري. لتبسيط الاستدلال ، نستبعد الفترة الأولى والسابع غير المنتهية وكذلك المجموعة الثامنة بأكملها. سيبقى متوازي الأضلاع الرئيسي للنظام ، في الزاوية اليسرى العليا التي سيكون فيها الليثيوم Li (رقم 3) ، في الزاوية اليسرى السفلية - السيزيوم Cs (رقم 55). في الجزء العلوي الأيمن - الفلور F (رقم 9) ، في أسفل اليمين - أستاتين Аt (رقم 85).
الاتجاهات. في الاتجاه الأفقي من اليسار إلى اليمين ، تقل أحجام الذرات تدريجيًا ؛ يحدث هذا نتيجة لتأثير زيادة شحنة النواة على غلاف الإلكترون. في الاتجاه العمودي من أعلى إلى أسفل ، نتيجة لزيادة عدد المستويات ، تزداد أحجام الذرات تدريجياً ؛ في الاتجاه القطري - أقل وضوحًا وأقصر - تظل قريبة. هذه أنماط عامة ، كما هو الحال دائمًا ، هناك استثناءات.
في المجموعات الفرعية الرئيسية ، مع زيادة أحجام الذرات ، أي من أعلى إلى أسفل ، تصبح إزالة الإلكترونات الخارجية أسهل وتصبح إضافة إلكترونات جديدة إلى الذرات أكثر صعوبة. يميز ارتداد الإلكترونات ما يسمى بقدرة العناصر المختزلة ، والتي تعتبر نموذجية بشكل خاص للمعادن. تميز إضافة الإلكترونات القدرة على التأكسد ، وهو أمر نموذجي بالنسبة لغير المعادن. وبالتالي ، من أعلى إلى أسفل في المجموعات الفرعية الرئيسية ، تزداد قوة الاختزال لذرات العناصر ؛ كما تزداد الخصائص المعدنية للأجسام البسيطة المقابلة لهذه العناصر. يتم تقليل القدرة المؤكسدة.
من اليسار إلى اليمين ، وفقًا للفترات ، تكون صورة التغييرات معاكسة: تقل القدرة المختزلة لذرات العناصر ، بينما تزداد المادة المؤكسدة ؛ تزداد الخصائص غير المعدنية للأجسام البسيطة المقابلة لهذه العناصر.
في الاتجاه القطري ، تظل خصائص العناصر قريبة إلى حد ما. ضع في اعتبارك هذا الاتجاه في مثال: البريليوم والألمنيوم 
من البريليوم Be إلى الألومنيوم Al ، يمكن للمرء أن يذهب مباشرة على طول القطر Be → A1 ، ومن الممكن أيضًا من خلال البورون B ، أي على طول قدمين Be → B و B → A1. يفسر تقوية الخصائص غير المعدنية من البريليوم إلى البورون وضعفها من البورون إلى الألمنيوم سبب وجود بعض التشابه بين عنصري البريليوم والألمنيوم ، الموجودين قطريًا ، في الخصائص ، على الرغم من أنهما ليسا في نفس المجموعة الفرعية للجدول الدوري.
وبالتالي ، هناك علاقة وثيقة بين النظام الدوري وهيكل ذرات العناصر وخصائصها الكيميائية.
يتم قياس خصائص ذرة أي عنصر - للتبرع بإلكترون وتحويله إلى أيون موجب الشحنة - من خلال إنفاق الطاقة ، والتي تسمى طاقة التأين I *. يتم التعبير عنها في kcal / g-atom أو hJ / g-atom.
كلما انخفضت هذه الطاقة ، كلما كانت ذرة العنصر أقوى تظهر خصائص مختزلة ، كلما كان العنصر معدنيًا ؛ وكلما زادت هذه الطاقة ، كلما أضعف الخواص المعدنية ، زادت قوة الخصائص غير المعدنية للعنصر. تقدر خاصية ذرة أي عنصر لقبول إلكترون وفي نفس الوقت تتحول إلى أيون سالب الشحنة بمقدار الطاقة المنبعثة ، والتي تسمى تقارب الإلكترون الأكثر نشاطًا E ؛ يتم التعبير عنها أيضًا في kcal / g-atom أو kJ / g-atom.
يمكن أن يكون تقارب الإلكترون بمثابة مقياس لقدرة العنصر على إظهار الخصائص غير المعدنية. كلما زادت هذه الطاقة ، كلما زاد العنصر غير المعدني ، وعلى العكس ، كلما انخفضت الطاقة ، زاد العنصر المعدني.
في كثير من الأحيان ، لوصف خصائص العناصر ، يتم استخدام قيمة تسمى كهرسلبية.
هي: تمثل مجموع حسابيطاقة التأين وطاقة تقارب الإلكترون
الثابت هو مقياس اللامعدنية للعناصر. كلما كان حجمه أكبر ، كلما كان العنصر أقوى من حيث الخصائص غير المعدنية.
يجب أن يؤخذ في الاعتبار أن جميع العناصر هي أساسًا مزدوجة في طبيعتها. يعتبر تقسيم العناصر إلى معادن وغير فلزات ، إلى حد ما ، شرطيًا ، لأنه لا توجد حواف حادة في الطبيعة. مع زيادة الخصائص المعدنية لعنصر ما ، تضعف خصائصه غير المعدنية والعكس صحيح. يمكن اعتبار أكثر العناصر "معدنية" - francium Fr - أقل العناصر غير معدنية ، ويمكن اعتبار معظم العناصر "غير المعدنية" - الفلور F - الأقل معدنية.
تلخيصًا لقيم الطاقات المحسوبة - طاقة التأين وطاقة تقارب الإلكترون - نحصل على: بالنسبة للسيزيوم القيمة 90 كيلو كالوري / جرام أ ، للليثيوم 128 كيلو كالوري / جرام ، للفلور = 510 كيلو كالوري / جرام أ. (يتم التعبير عن القيمة أيضًا في kJ / g-a.). هذه هي القيم المطلقة للكهرباء. من أجل التبسيط ، يتم استخدام القيم النسبية للكهرباء ، مع أخذ الكهربية لليثيوم (128) كوحدة. ثم بالنسبة للفلور (F) نحصل على:
بالنسبة للسيزيوم (Cs) ، ستكون الكهربية النسبية
على الرسم البياني للتغيرات في الكهربية لعناصر المجموعات الفرعية الرئيسية
مجموعات I-VII. تمت مقارنة الكهربية لعناصر المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعات من الأول إلى السابع. تشير البيانات المقدمة إلى الوضع الحقيقي للهيدروجين في الفترة الأولى ؛ زيادة غير متكافئة في فلزية العناصر ، من أعلى إلى أسفل في مجموعات فرعية مختلفة ؛ بعض التشابه بين العناصر: الهيدروجين - الفوسفور - التيلوريوم (= 2.1) ، البريليوم والألمنيوم (= 1.5) وعدد من العناصر الأخرى. كما يتضح من المقارنات أعلاه ، باستخدام قيم الكهربية ، من الممكن المقارنة تقريبًا مع بعضها البعض ، وعناصر حتى مجموعات فرعية مختلفة ، وفترات مختلفة.
رسم بياني للتغيرات في الكهربية لعناصر المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعات من الأول إلى السابع.
القانون الدوريوالنظام الدوري للعناصر له أهمية فلسفية وعلمية ومنهجية كبيرة. هم: وسيلة لمعرفة العالم من حولنا. يكشف القانون الدوري ويعكس الجوهر الديالكتيكي المادي للطبيعة. يثبت القانون الدوري والنظام الدوري للعناصر بشكل مقنع وحدة وأهمية العالم من حولنا. إنها أفضل تأكيد على صحة السمات الرئيسية للمنهج الديالكتيكي الماركسي للإدراك: أ) الترابط والترابط بين الأشياء والظواهر ، ب) استمرارية الحركة والتطور ، ج) انتقال التغيرات الكمية إلى تغييرات نوعية. ، د) صراع ووحدة الأضداد.
ضخم الأهمية العلميةيكمن القانون الدوري في حقيقة أنه يساعد الاكتشافات الإبداعية في مجال العلوم الكيميائية والفيزيائية والمعدنية والجيولوجية والتقنية وغيرها. قبل اكتشاف القانون الدوري ، كانت الكيمياء عبارة عن تراكم لمعلومات واقعية معزولة ، خالية من أي اتصال داخلي. الآن يتم إحضار كل هذا في نظام واحد متماسك. تم إجراء العديد من الاكتشافات في مجال الكيمياء والفيزياء على أساس القانون الدوري والجدول الدوري للعناصر. فتح القانون الدوري الطريق للمعرفة الهيكل الداخليذرة ونواتها. إنه غني بالاكتشافات الجديدة وتم تأكيده باعتباره قانونًا موضوعيًا للطبيعة لا يتزعزع. تكمن الأهمية المنهجية والمنهجية الكبيرة للقانون الدوري والنظام الدوري للعناصر في حقيقة أنه عند دراسة الكيمياء ، فإنها توفر فرصة لتطوير نظرة الطالب المادية الجدلية للعالم وتسهيل استيعاب مقرر الكيمياء: لا ينبغي لدراسة الكيمياء يعتمد على حفظ خصائص العناصر الفردية ومركباتها ، ولكن للحكم على خصائص المواد البسيطة والمعقدة ، بناءً على الأنماط التي يعبر عنها القانون الدوري والنظام الدوري للعناصر.
الرابع - السابع - فترات كبيرة، لأن تتكون من صفين (زوجي وفردي) من العناصر.
حتى في صفوف الفترات الكبيرة توجد معادن نموذجية. تبدأ السلسلة الفردية بمعدن ، ثم تضعف الخصائص المعدنية وتزداد الخصائص غير المعدنية ، وتنتهي الفترة بغاز خامل.
مجموعةهو صف عمودي من علم الكيمياء. العناصر مجتمعة بواسطة الكيمياء. ملكيات.
مجموعة
المجموعة الفرعية الرئيسية المجموعة الفرعية الثانوية
تتضمن المجموعة الفرعية الرئيسية المجموعة الفرعية الثانوية
عناصر من كل من العناصر الصغيرة والكبيرة لفترات كبيرة فقط.
فترات.
H ، Li ، Na ، K ، Rb ، Cs ، Fr Cu ، Ag ، Au
صغير كبير كبير
بالنسبة للعناصر المدمجة في نفس المجموعة ، تكون الأنماط التالية مميزة:
1. أعلى تكافؤ للعناصر في المركبات مع الأكسجين(مع استثناءات قليلة) يتوافق مع رقم المجموعة.
قد تظهر أيضًا عناصر المجموعات الفرعية الثانوية تكافؤًا أعلى آخر. على سبيل المثال ، Cu - عنصر من المجموعة الأولى من المجموعة الفرعية الجانبية - يشكل أكسيد Cu 2 O. ومع ذلك ، فإن الأكثر شيوعًا هي مركبات النحاس ثنائي التكافؤ.
2. في المجموعات الفرعية الرئيسية(من أعلى إلى أسفل) مع زيادة الكتل الذرية ، تزداد الخواص المعدنية للعناصر وتضعف الخواص غير المعدنية.
هيكل الذرة.
لفترة طويلة ، سيطر العلم على الرأي القائل بأن الذرات غير قابلة للتجزئة ، أي لا تحتوي على مكونات أبسط.
ومع ذلك ، في نهاية القرن التاسع عشر ، تم تأسيس عدد من الحقائق التي تشهد على التركيب المعقد للذرات وإمكانية تحولاتها المتبادلة.
الذرات عبارة عن تكوينات معقدة مبنية من وحدات هيكلية أصغر.
|
|
ē - إلكترون - خارج النواة
بالنسبة للكيمياء ، فإن بنية غلاف الإلكترون للذرة لها أهمية كبيرة. تحت قذيفة الإلكترونفهم مجموع كل الإلكترونات في الذرة. عدد الإلكترونات في الذرة يساوي عدد البروتونات ، أي العدد الذري للعنصر ، لأن الذرة متعادلة كهربائيًا.
أهم ما يميزهالإلكترون هو طاقة ارتباطه بالذرة. تشكل الإلكترونات ذات قيم الطاقة المماثلة واحدة طبقة إلكترونية.
كل كيمياء. تم ترقيم العنصر في الجدول الدوري.
يتم استدعاء الرقم الذي يستقبله كل عنصر رقم سري.
المعنى المادي للرقم التسلسلي:
1. ما هو الرقم التسلسلي للعنصر ، أي شحنة نواة الذرة.
2. يدور نفس عدد الإلكترونات حول النواة.
Z = p + Z - رقم العنصر
ن 0 \ u003d أ - ض
ن 0 \ u003d أ - p + A - الكتلة الذرية للعنصر
ن 0 \ u003d أ - ē
على سبيل المثال Li.
المعنى المادي لرقم الفترة.
في أي فترة يكون العنصر ، كم عدد طبقات الإلكترون التي سيحتوي عليها.
| |
لا +2 | |
| |
تحديد الحد الأقصى لعدد الإلكترونات في غلاف إلكترون واحد.
بعد دراسة خصائص العناصر المرتبة على التوالي بترتيب تصاعدي لكتلها الذرية ، اكتشف العالم الروسي العظيم د. استمد مندليف في عام 1869 قانون الدورية:
إن خصائص العناصر ، وبالتالي خصائص الأجسام البسيطة والمعقدة التي تشكلها ، تعتمد بشكل دوري على حجم الأوزان الذرية للعناصر.
الصياغة الحديثة لقانون مندليف الدوري:
تعتمد خصائص العناصر الكيميائية ، وكذلك أشكال وخصائص مركبات العناصر ، بشكل دوري على شحنة نواتها.
يحدد عدد البروتونات في النواة قيمة الشحنة الموجبة للنواة ، وبالتالي الرقم التسلسلي Z للعنصر في النظام الدوري. يتم استدعاء العدد الإجمالي للبروتونات والنيوترونات العدد الكتلي أ ،يساوي تقريبًا كتلة النواة. إذن عدد النيوترونات (ن)في النواة يمكن العثور عليها بالصيغة:
N = أ - Z.
التكوين الإلكترونية- معادلة ترتيب الإلكترونات على اختلافها قذائف الإلكترونعنصر كيميائي ذري
أو الجزيئات.
17. الأعداد الكمية وترتيب ملء مستويات الطاقة والمدارات في الذرات. قواعد كليشكوفسكي
يسمى ترتيب توزيع الإلكترونات على مستويات الطاقة والمستويات الفرعية في غلاف الذرة بالتكوين الإلكتروني. يتم تحديد حالة كل إلكترون في الذرة بأربعة أرقام كمية:
1. رقم الكم الرئيسي nيميز إلى أقصى حد طاقة الإلكترون في الذرة. n = 1، 2، 3… .. يمتلك الإلكترون أقل طاقة عند n = 1 ، بينما هو الأقرب إلى النواة الذرية.
2. عدد الكم المداري (الجانبي ، السمتي) ليحدد شكل سحابة الإلكترون وطاقتها إلى حد ما. لكل قيمة من الرقم الكمي الأساسي n ، يمكن أن يأخذ الرقم الكمي المداري صفرًا وعددًا من قيم الأعداد الصحيحة: l = 0 ... (n-1)
عادةً ما تسمى حالات الإلكترون التي تتميز بقيم مختلفة لـ l بالمستويات الفرعية للطاقة للإلكترون في الذرة. يتم تحديد كل مستوى فرعي بحرف معين ، وهو يتوافق مع شكل معين من السحابة الإلكترونية (المدارية).
3. عدد الكم المغناطيسي ميحدد الاتجاهات المحتملة للسحابة الإلكترونية في الفضاء. يتم تحديد عدد هذه الاتجاهات من خلال عدد القيم التي يمكن أن يأخذها رقم الكم المغناطيسي:
م l = -l ،… 0 ،… + ل
عدد هذه القيم من أجل l معين: 2l + 1
على التوالي: للإلكترونات s: 2 · 0 + 1 = 1 (يمكن توجيه مدار كروي بطريقة واحدة فقط) ؛
4. عدد الكم للدوران m s oيعكس وجود زخم جوهري للإلكترون.
يمكن أن يكون للعدد الكمي المغزلي قيمتان فقط: m s = +1/2 أو –1/2
توزيع الإلكترونات في ذرات متعددة الإلكتروناتتتم وفقًا لثلاثة مبادئ:
مبدأ باولي
لا يمكن أن تحتوي الذرة على إلكترونات لها نفس مجموعة الأرقام الكمومية الأربعة.
2. حكم هوند(حكم الترام)
في الحالة الأكثر استقرارًا للذرة ، توجد الإلكترونات داخل المستوى الفرعي الإلكتروني بحيث يكون إجمالي دورانها هو الحد الأقصى. على غرار إجراء ملء المقاعد المزدوجة في ترام فارغ يقترب من المحطة - أولاً ، يجلس الأشخاص الذين لا يعرفون بعضهم البعض على مقاعد مزدوجة (والإلكترونات في المدارات) واحدًا تلو الآخر ، وفقط عندما تنفد المقاعد المزدوجة الفارغة اثنين.
مبدأ الحد الأدنى من الطاقة (قواعد V.M. Klechkovsky ، 1954)
1) مع زيادة شحنة نواة الذرة ، يحدث الملء المتتالي لمدارات الإلكترون من المدارات ذات القيمة الأصغر لمجموع الأعداد الخامسة الرئيسية والمدارية (n + l) إلى المدارات ذات القيمة الأكبر من هذا المبلغ.
2) بالنسبة لنفس قيم المجموع (n + l) ، يحدث ملء المدارات بالتتابع في اتجاه زيادة قيمة الرقم الكمي الرئيسي.
18. طرق نمذجة الروابط الكيميائية: طريقة روابط التكافؤ وطريقة المدارات الجزيئية.
طريقة رابطة التكافؤ
أبسط طريقة هي طريقة روابط التكافؤ (BC) ، التي اقترحها الكيميائي الفيزيائي الأمريكي لويس عام 1916.
تعتبر طريقة روابط التكافؤ الرابطة الكيميائية نتيجة لجذب نوى ذرتين إلى واحد أو أكثر من أزواج الإلكترونات المشتركة بينهما. تسمى هذه الرابطة ثنائية الإلكترون والمركزين ، المترجمة بين ذرتين ، التساهمية.
في الأساس ، هناك آليتان للتكوين ممكنان. الرابطة التساهمية:
1. اقتران إلكترونات ذرتين في حالة عكس اتجاه دورانها ؛
2. التفاعل بين المتبرع والمتقبل ، حيث يصبح زوج الإلكترون الجاهز لإحدى الذرات (المتبرع) شائعًا في وجود مدار حر مواتٍ بقوة لذرة أخرى (متقبل).