≡×قائمة طعام

• بصلح
• بصلح
• تصميم داخلي
• حول كل شيء
• حول السباكة

النظام الدوري للعناصر الكيميائية. الخصائص العامة لعناصر المجموعة الرابعة ، المجموعة الفرعية الرئيسية للنظام الدوري لـ D. I.

دورية خصائص العنصر و

صلاتهم.

هناك تطابق واحد لواحد بين موضع عنصر في النظام الدوري وهيكل ذرة هذا العنصر ، أي تحدد إحداثيات عنصر في النظام الدوري بنية الذرة ، والعكس صحيح ، يمكن أن تحدد بنية الذرة موقعها في النظام الدوري.

لكل عنصر في النظام الدوري خمس خصائص: الرقم التسلسلي Z والكتلة الذرية A ورقم الفترة ورقم المجموعة والمجموعة الفرعية (رئيسية أو ثانوية). من وجهة نظر بنية الذرة ، يشير الرقم التسلسلي إلى عدد البروتونات في النواة. تعطي الكتلة الذرية مجموع كتل كل جسيمات الذرة: البروتونات والنيوترونات والإلكترونات. مع الأخذ في الاعتبار أن كتلة الإلكترون صغيرة مقارنة بكتلة البروتون والنيوترون ، فمن الممكن تحديد الكتلة الذرية كمجموع كتل البروتونات والنيوترونات. من هنا يسهل العثور على عدد النيوترونات في النواة حيث أن الفرق بين الكتلة الذرية وعدد البروتونات: A - Z. الذرة متعادلة كهربائيًا ، وبالتالي فإن عدد الإلكترونات في غلاف الإلكترون يساوي عدد البروتونات في النواة ، أي الرقم الترتيبي للعنصر - Z.

يشير رقم الفترة إلى عدد مستويات الطاقة الإلكترونية في الذرة.

يوضح رقم المجموعة العدد الإجمالي لإلكترونات "التكافؤ" ، أي الإلكترونات التي يمكن أن تشارك في تكوين الروابط الكيميائية. يتم تحديد موضع عنصر في مجموعة فرعية (رئيسية أو جانبية) من خلال توزيع إلكترونات "التكافؤ": إذا كان العنصر موجودًا في المجموعة الفرعية الرئيسية ، فإن جميع إلكترونات التكافؤ تكون عند المستوى الإلكتروني الأخير للطاقة ، وكل ما سبق المستويات مليئة. إذا كان العنصر موجودًا في مجموعة فرعية جانبية ، فإن جميع إلكترونات التكافؤ الأخرى تكون عند مستوى الطاقة قبل الأخير.

هناك شكل من أشكال تسجيل حالات طاقة الإلكترونات في الذرة ، وهو ما يسمى بالصيغة الإلكترونية. فيها الشيء الرئيسيعدد الكميُشار إليها برقم (1 ، 2 ، 3 ، 4 ...) ، المداري- خطاب (s- ، p- ، d- ، f-) ،ويظهر عدد الإلكترونات في كل مستوى فرعي من خلال الفهرس في الأعلى ، على سبيل المثال ، الصيغة الإلكترونية لذرة النيتروجين.في الواقع ، الصيغة الإلكترونية هي توزيع الإلكترونات على عددين كميين. إذا كنت تريد توزيع الإلكترونات بأربعة أرقام كمومية ، فاستخدم تدوين خلايا الطاقة أو المدارات الذرية. المدار الذري عبارة عن مجموعة من حالات طاقة الإلكترونات التي تتميز بمجموعة معينة من ثلاثة أرقام كمومية: أساسي ، ومداري ، ومغناطيسي
. على سبيل المثال ، بالنسبة لذرة النيتروجين ، فإن صيغة رسم الإلكترون هي:

الأرض أو الحالة الطبيعية للذرة هي الحالة المقابلة للحد الأدنى من احتياطي الطاقة ، أي تحتل الإلكترونات حالات طاقة ذات طاقة أقل. مع إنفاق صغير للطاقة (على سبيل المثال ، عند تعرضها لإشعاع ضوئي) ، يمكن للإلكترونات أن تتحرك ضمن مستوى طاقة واحد إلى مستوى طاقة ثانوي أعلى. تنتقل الذرة إلى حالة "الإثارة" ، على سبيل المثال ، بالنسبة لذرة البريليوم:

الحالة الأساسية

حالة حماس

1s 2 2s 1 2p 1

تحدد بنية المستويات الإلكترونية الخارجية أشكال وخصائص مركباتها. على سبيل المثال ، بالنسبة للذرة رقم 22 Ti ، لدينا صيغة إلكترونية ، وهي d - عنصر.

يحتوي Ti على أربعة إلكترونات تكافؤ فقط ، لذا فإن أعلى حالة أكسدة هي +4.

الأكسيد المقابل لحالة الأكسدة - TiO2 ، له طابع مذبذب (مع غلبة الخصائص الأساسية) ، لذلك يمكن كتابة الهيدروكسيد المقابل في شكلين: Ti (OH) 4 أو H 2 TiO 3 ، على التوالي ، يتشكل الأملاح عند التفاعل ومع الأحماض والقلويات:

Ti (OH) 4 + 2Н 2 SO 4
Ti (SO 4) 2 + 4H 2 O و H 2 TiO 3 + 2NaOH
Na 2 TiO3 + 2H 2 O

Ti (OH) 4 + 2НCl
Ti Cl 2 + 4H 2 O و H 2 TiO 3 + K 2 O
K 2 TiO 3 + H 2 O

أدنى حالة أكسدة لـ Ti (مثل معظم عناصر d) هي +2. أكسيد TiO2 هو قاعدي ، ويشكل هيدروكسيد Ti (OH) 2 أملاحًا فقط مع الأحماض ، على سبيل المثال ، TiSO4 أو TiCl2.

لتوصيف أي عنصر ، يجب عليك تنفيذ الخطوات التالية:

تحديد تكوين الذرة ، أي تشير إلى عدد البروتونات والنيوترونات والإلكترونات.

أعط الصيغة الإلكترونية للذرة وتوزيع إلكترونات مستويات الطاقة الخارجية في المدارات الذرية.

تحديد أعلى وأدنى حالات الأكسدة وإعطاء الصيغ وأسماء المركبات المقابلة لحالات الأكسدة هذه.

على سبيل المثال ، البند رقم 34 سي.

تكوين الذرة: (34 ص ، 46 ن) 34 هـ.

الصيغة الإلكترونية: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4 هي عنصر p.

صيغة الرسوم الإلكترونية:

أعلى حالة أكسدة هي +6 ، أكسيد السيلينيوم (VI) SeO 3 حمضي ، هيدروكسيد H 2 SeO 4 عبارة عن حمض سيلينيك ، أملاح: Na 2 SeO 4 - سيلينات الصوديوم ، K 2 SeO 4 - سيلينات البوتاسيوم.

أدنى حالة أكسدة هي -2 ، H 2 S هو سيلينيد الهيدروجين ، K 2 Se هو سيلينيد البوتاسيوم ، Na 2 Se هو سيلينيد الصوديوم.

تتغير خصائص العناصر ، التي تحددها بنية الطبقات الإلكترونية الخارجية للذرات ، بشكل طبيعي في فترات ومجموعات النظام الدوري. في الوقت نفسه ، يولد تشابه الهياكل الإلكترونية تشابهًا في خصائص العناصر التناظرية ، ولكن ليس هوية هذه الخصائص. لذلك ، في الانتقال من عنصر إلى آخر في مجموعات ومجموعات فرعية ، لا يوجد تكرار بسيط للخصائص ، ولكن تغييرها المنتظم أكثر أو أقل وضوحًا. على وجه الخصوص ، يتجلى السلوك الكيميائي لذرات العناصر في قدرتها على فقدان الإلكترونات واكتسابها ، أي في قدرتها على الأكسدة والتقليل. مقياس كمي لقدرة الذرة يخسرالإلكترونات جهد التأين (E. و ) ، وبمقياس قدرتها n يكتسب– تقارب الإلكترون (E مع ). تتكرر طبيعة التغيير في هذه الكميات أثناء الانتقال من فترة إلى أخرى ، وتستند هذه التغييرات إلى تغيير في التكوين الإلكتروني للذرة. وبالتالي ، تُظهر طبقات الإلكترون المكتملة المقابلة لذرات الغازات الخاملة ثباتًا متزايدًا وقيمة متزايدة لإمكانات التأين خلال فترة. في الوقت نفسه ، تحتوي العناصر s للمجموعة الأولى (Li ، Na ، K ، Rb ، Cs) على أدنى قيم محتملة للتأين.

كهرسلبيةهو مقياس لقدرة ذرة عنصر معين على سحب الإلكترونات تجاه نفسها مقارنة بذرات العناصر الأخرى في المركب. وفقًا لأحد التعريفات (Mulliken) ، الكهربية للذرة يمكن التعبير عنها بنصف مجموع طاقة التأين وتقارب الإلكترون: = (E و + E ج).

في الفترات ، هناك اتجاه عام لزيادة الكهربية لعنصر ما ، وفي المجموعات الفرعية ، تناقصه. تحتوي العناصر s للمجموعة الأولى على أقل قيم كهرسلبية ، بينما تحتوي العناصر p في المجموعة السابعة على أعلى قيم.

يمكن أن تختلف الكهربية لنفس العنصر اعتمادًا على حالة التكافؤ والتهجين وحالة الأكسدة وما إلى ذلك. تؤثر الكهربية بشكل كبير على طبيعة التغيير في خصائص مركبات العناصر. لذلك ، على سبيل المثال ، يُظهر حمض الكبريتيك خواصًا حمضية أقوى من نظيره الكيميائي ، حمض السيلينيك ، لأنه في الأخير ، لا تستقطب ذرة السيلينيوم المركزية ، نظرًا لانخفاض سلبيتها الكهربية مقارنة بذرة الكبريت ، روابط H – O في بقوة شديدة ، مما يعني إضعاف الحموضة.

مثال آخر هو هيدروكسيد الكروم (II) وهيدروكسيد الكروم (VI). هيدروكسيد الكروم (II) ، Cr (OH) 2 ، يُظهر الخصائص الأساسية ، على عكس هيدروكسيد الكروم (VI) ، H 2 CrO 4 ، نظرًا لأن حالة أكسدة الكروم +2 تحدد ضعف تفاعل Coulomb لـ Cr 2+ مع أيون الهيدروكسيد وسهولة تكسير هذا الأيون ، أي مظهر من مظاهر الخصائص الرئيسية. في الوقت نفسه ، تؤدي حالة الأكسدة العالية للكروم +6 في هيدروكسيد الكروم (VI) إلى تجاذب كولوم قوي بين أيون الهيدروكسيد وذرة الكروم المركزية واستحالة التفكك على طول الرابطة -أوه. من ناحية أخرى ، فإن حالة الأكسدة العالية للكروم في هيدروكسيد الكروم (VI) تعزز قدرتها على جذب الإلكترونات ، أي الكهربية ، التي تسبب درجة عالية من الاستقطاب لروابط H - O في هذا المركب ، كونها شرطًا أساسيًا لزيادة الحموضة.

السمة المهمة التالية للذرات هي أنصاف أقطارها. في فترات ، يتناقص نصف قطر ذرات المعدن مع زيادة العدد الترتيبي للعنصر ، بسبب مع زيادة الرقم الترتيبي للعنصر خلال الفترة ، تزداد شحنة النواة ، وبالتالي ، إجمالي شحنة الإلكترونات التي توازنها ؛ نتيجة لذلك ، تزداد أيضًا جاذبية كولوم للإلكترونات ، مما يؤدي في النهاية إلى انخفاض المسافة بينها وبين النواة. لوحظ الانخفاض الأكثر وضوحًا في نصف القطر في عناصر الفترات الصغيرة ، حيث يتم ملء مستوى الطاقة الخارجية بالإلكترونات.

في الفترات الكبيرة ، يُظهر العنصران d و f انخفاضًا تدريجيًا في نصف القطر مع زيادة شحنة النواة الذرية. داخل كل مجموعة فرعية من العناصر ، يزيد أنصاف أقطار الذرات ، كقاعدة عامة ، من أعلى إلى أسفل ، لأن هذا التحول يعني الانتقال إلى مستوى طاقة أعلى.

يمكن توضيح تأثير نصف قطر أيونات العناصر على خصائص المركبات التي تشكلها من خلال مثال زيادة حموضة الأحماض المائية في الطور الغازي: HI> HBr> HCl> HF.

في هذه المركبات ، تعتمد قوة جذب كولوم على نصف قطر كولوم ، وهو مجموع نصف قطر أيونات الهالوجين والهيدروجين. من الواضح أنه مع زيادة نصف قطر الهالوجين ، تقل قوة جذب كولوم ، مما يجعل القضاء على البروتون أكثر ملاءمة.

أمثلة على حل المشكلات النموذجية.

مثال 1تجميع الصيغ الإلكترونية والرسومات الإلكترونية لذرات العناصر ، والصيغ الجزيئية للأكاسيد والهيدروكسيدات المقابلة وفقًا لرقم العنصر في النظام الدوري.

مهمة. قم ببناء الصيغ الإلكترونية والرسومات الإلكترونية لذرات العناصر رقم 35 ورقم 73 وإعطاء الصيغ الجزيئية للأكاسيد والهيدروكسيدات والأملاح التي تشكلها.

حل. تُظهر الصيغ الإلكترونية توزيع الإلكترونات في الذرة على مستويات الطاقة والمستويات الفرعية. يشار إلى الصيغة الإلكترونية بالرموز
، أين هو رقم الكم الرئيسي ، - رقم الكم المداري (بدلاً من الإشارة إلى تعيين الحرف المقابل -
),هو عدد الإلكترونات في مستوى فرعي معين. يعتمد تسلسل الملء لذرة متعددة الإلكترونات على مبدأ أقل طاقة ، والذي بموجبه يتم ملء المدارات ذات المستوى الأدنى من الطاقة أولاً. يتم تنفيذ هذا المبدأ على أساس قواعد كليشكوفسكي ، ووفقًا للقاعدة الأولى ، تمتلئ المدارات الذرية بالإلكترونات من أجل زيادة المجموع
؛ وفقًا للثانية - إذا كان المجموع متساويًا
بالنسبة لمستويات الطاقة المختلفة ، يتم ملء المدارات ذات القيمة الأقل للرقم الكمي الأساسي أولاً ص.

يؤدي تطبيق هذه القواعد على ذرة متعددة الإلكترونات إلى التسلسل التالي لملء مستويات طاقتها ومستوياتها الفرعية:

1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s (5d 1) 4f

5d6p7s (6d 3-2) 5f6d7p.

يعطي موضع العناصر في النظام الدوري الخصائص التالية لها: الرقم التسلسلي للعنصر ، رقم الفترة ، رقم المجموعة ، المجموعة الفرعية (رئيسية أو ثانوية). ترتبط كل خاصية من هذه الخصائص بشكل فريد ببنية ذرة العنصر.

يشير الرقم التسلسلي للعنصر إلى عدد الإلكترونات ، ويشير رقم الفترة إلى عدد مستويات الطاقة. يشير رقم المجموعة لعناصر المجموعات الفرعية الرئيسية إلى عدد الإلكترونات في مستوى الطاقة الخارجية وأعلى حالة أكسدة موجبة. بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية الجانبية ، يشير رقم المجموعة فقط إلى أعلى حالة أكسدة موجبة ، بينما يمكن أن يكون عدد الإلكترونات في مستوى الطاقة الخارجية 1 أو 2.

فيما يتعلق بما ورد أعلاه ، فإن الصيغ الإلكترونية للعنصرين رقم 35 (Br) ورقم 73 (Ta) هي كما يلي:

35 Br 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5

73 Ta 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 14 5s 2 5p 6 5d 3 6s 2

يمكن أيضًا تصوير التركيب الإلكتروني للذرة بيانياً باستخدام الطاقة أو الخلايا الكمومية ، وهي تمثيل تخطيطي للمدارات الذرية (AO).

ل

يشار إلى كل خلية على أنها مستطيل ، والإلكترونات في هذه الخلايا يشار إليها بأسهم. لا يمكن أن تحتوي كل خلية كمية على أكثر من إلكترونين مع دوران معاكس:

وفقًا لقاعدة Hund ، يتم ملء مدارات مستوى فرعي معين أولاً بواسطة إلكترون واحد بنفس الدورات ، ثم بالإلكترون الثاني مع يدور معاكسة.

مخطط الرسوم للعناصر المحددة هو كما يلي:

Br موجود في المجموعة VIIA ، لأن جميع إلكترونات التكافؤ موجودة في مستوى الطاقة الخارجي. لذلك ، Br هو أكسيد البروم (VII) غير المعدني ، Br 2 O 7 يعرض خصائص أكسيد الحمض ، وهيدروكسيده المقابل هو حمض البروم HBrO 4 ، ملح فوق برومات الصوديوم NaBrO 4. نظرًا لوجود 7 إلكترونات في مستوى الطاقة الخارجية ، تحصل على إلكترون واحد ، فإن البروم لديه حالة أكسدة منخفضة تبلغ -1. اتصالات متوافقة : HBr، KBr.

التنتالوم هو عنصر د ، لذلك يمكن أن يظهر حالة أكسدة متغيرة ويشكل عدة أكاسيد وهيدروكسيدات ، وتعتمد طبيعتها على حالة الأكسدة. بالنسبة للتنتالوم ، تكون المركبات أكثر شيوعًا حيث تكون حالة الأكسدة الخاصة بها +5. يعرض أكسيد التنتالوم (V) خصائص أكسيد حمضي ، صيغته هي Ta 2 O 5 ، وحمض التانتاليك المقابل لهيدروكسيد HTaO 3 ، والملح KTaO 3. أدنى حالة أكسدة للتنتالوم هي +2. يظهر أكسيد Ta (II) وهيدروكسيد الخصائص الأساسية. اتصالات متوافقة : TaO، Ta (OH) 2، Ta (رقم 3) 2.

مثال 2تحديد موقع عنصر في النظام الدوري للعناصر الكيميائية بصيغته الإلكترونية.

مهمة. تحديد العنصر وموقعه في النظام الدوري إذا كانت صيغته الإلكترونية على النحو التالي: ... 5س 2 5 ص 2 .

حل. هناك طريقتان لتحديد عنصر وإيجاد موقعه في النظام الدوري.

الطريقة الأولى:تحديد عدد الإلكترونات ، وسيشير إلى الرقم التسلسلي للعنصر. الصيغة الإلكترونية المقابلة لهذا العنصر هي كما يلي:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 2،

لأن عدد الإلكترونات هو 50 ، ومن ثم فهو من الصفيح. إنه في الفترة الخامسة ، المجموعة الرابعة ، المجموعة الفرعية الرئيسية.

الطريقة الثانية:هذا العنصر في الفترة الخامسة ، لأن له هيكل مستوى الطاقة الخارجية 5s 2 5р 2. هناك 4 إلكترونات في مستوى الطاقة الخارجية ، لذلك فهي في مجموعة IVA. العنصر المقابل لهذه الإحداثيات هو القصدير.

مثال 3 تجميع الصيغ الإلكترونية لذرات العناصر بناءً على قيم الأعداد الكمومية للإلكترونات للطبقة الخارجية.

مهمة. اكتب الصيغة الإلكترونية لذرة عنصر وقم بتسميتها إذا كانت قيمة الأرقام الكمية لعناصر الطبقة الإلكترونية الخارجية كما يلي: ن=4, ل=1, م ل =-1, م س =+1/2; ن=4, ل=1, م ل =0, م س =+1/2; ن=4, ل=1, م ل =1, م س =+1/2.

حل. يتم تحديد حالة كل إلكترون من مستوى الطاقة الخارجية من خلال مجموعة الأرقام الكمية التالية:

العدد الكمي الرئيسي هو أربعة ، وبالتالي فإن الإلكترونات في مستوى الطاقة الرابع. يحدد رقم الكم المداري شكل المدار. لو ل=1 ، ثم يسمى المدار p-orbital ، وبالتالي ، توجد ثلاثة إلكترونات في المستوى الفرعي p لمستوى الطاقة الرابع. عدد الكم المغناطيسي م ل(-1 ، 0 ، +1) يحدد اتجاه المدار في الفضاء. جميع المدارات p الثلاثة (p x ، p y ، p z) لها إلكترون واحد لكل منها ( م س= + 1/2). يحتوي مستوى الطاقة الخارجية لذرة هذا العنصر على خمسة إلكترونات: ... 4s 2 4p 3. ذرة الزرنيخ كما هو الحال في التكوين الإلكتروني لمستوى الطاقة الخارجي ، تكون الصيغة الإلكترونية لها كما يلي: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3.

مثال 4رسم الصيغ الإلكترونية لمادة ما بناءً على قيمة الرقم التسلسلي للعنصر.

مهمة. قم بتكوين الصيغ الإلكترونية لذرة عنصر بالرقم التسلسلي 40. أعط توزيع إلكترونات ذرة هذا العنصر في الخلايا الكمية (الطاقة).

حل. العنصر ذو العدد الذري 40 هو الزركونيوم Zr. وفقًا لذلك ، يجب وضع 40 إلكترونًا في المستويات الإلكترونية والمستويات الفرعية المقابلة لها (المدارات).

وفقًا لقواعد ملء ذرة متعددة الإلكترونات ، نبدأ في وضع الإلكترونات عليها من أدنى مستوى طاقة ، ن=1 . إنه يتوافق مع القيمة الوحيدة للرقم المداري ل=0, الذي يحدد الشكل الكروي للمدار (المستوى الفرعي s). رقم الكم المغناطيسي ، المحدد بالقيمة ل (-ل, ...0,…+ل) أيضًا قيمة واحدة لهذه الحالة م ل =0 ، مما يدل على وجود مدار واحد (s-orbital) في هذا المستوى الفرعي. وفقًا لقاعدة باولي ، يمكن وضع إلكترونين كحد أقصى بأرقام كمية تدور على مدار واحد (وبالتالي ، على المستوى الفرعي s) م س =+1/2 و م س =-1/2. منذ المستوى المدروس (ن=1) ويتم استنفاد المستوى الفرعي s المقابل بعد وضع إلكترونين عليه (1s 2) ، انتقل إلى مستوى الطاقة التالي ن=2. يتوافق هذا المستوى مع مستويين فرعيين يتميزان بالقيم ل=0 و ل=1 . كما ذكر أعلاه ، القيمة ل= 0 يحدد المستوى الفرعي s ، والذي يمكنه استيعاب إلكترونين 2s 2 كحد أقصى. المستوى الفرعي التالي ، الذي تحدده القيمة ل= 1 يسمى المستوى الفرعي p. يتوافق مع مدار على شكل دمبل (مداري p). ل ل= 1 رقم كم مغناطيسي يأخذ ثلاث قيم -1 و 0 و +1. تحدد هذه القيم الثلاث وجود ثلاثة مدارات في المستوى الفرعي p ، يمكن لكل منها قبول إلكترونين كحد أقصى. هذا يعني أنه في المستوى الفرعي p ( ل= 1) يمكن أن تستوعب ستة إلكترونات كحد أقصى (2p 6). لذلك ، في أول مستويين من الطاقة (n = 1 ، n = 2) سنضع 10 إلكترونات: 1s 2 2s 2 2p 6. ننتقل إلى المستوى التالي ، n = 3. في هذا المستوى ، هناك ثلاثة مستويات فرعية تتوافق مع القيم ل: 0, 1, 2 (ل= 0.1… ..n-1). 3s- المستوى الفرعي ( ل= 0) من هذا المستوى ، مثل أي مستوى فرعي s ، يحتوي على 2 إلكترون كحد أقصى (3s 2). 3p-المستوى الفرعي ( ل= 1) - 6 إلكترونات (3 ص 6). مع مزيد من ملء ذرة متعددة الإلكترونات ، تنشأ معضلة: مكان وضع الإلكترونات التالية - على ثلاثي الأبعاد ( ل= 2) أو 4 ثوانٍ ( ل= 0) المستوى الفرعي؟ نحن هنا نسترشد بالقاعدة الأولى لكليشكوفسكي ، والتي وفقًا لها ، أولاً وقبل كل شيء ، يتم ملء المستوى الفرعي ، والذي يتوافق مع القيمة الأقل لمجموع n + ل. بالنسبة للمستوى الفرعي ثلاثي الأبعاد ، يكون هذا المجموع هو 3 + 2 = 5 ، وبالنسبة إلى 4 ثوانٍ يكون 4 + 0 = 4. لذلك ، نقوم بملء المستوى الفرعي 4s 4s 2. بعد ذلك ، تحتاج إلى حل معضلة المستوى الفرعي لوضع الإلكترونات التالية: 3d أو 4p. كلا هذين المستويين الفرعيين يتوافقان مع نفس القيمة n + ل= 5. نحن هنا نسترشد بالقاعدة الثانية لكليشكوفسكي ، والتي بموجبها ، إذا كان مجموع n + ليتم ملء المستوى الفرعي بأصغر قيمة لـ n أولاً. لذلك ، تملأ المستوى الفرعي ثلاثي الأبعاد. أي مستوى فرعي d ( ل= 2) يحتوي على 5 مدارات ، والتي تتوافق مع مجموعة قيم m: -2 ، -1 ، 0 ، +1 ، +2. الحد الأقصى لعدد الإلكترونات الموضوعة على هذا المستوى الفرعي هو 5 · 2 = 10 (3d 10). وهكذا ، وصلنا إلى موقف حيث تم استنفاد المستويات الثلاثة الأولى (n = 1 ، n = 2 ، n = 3) تمامًا وتم ملء المستوى الفرعي s من المستوى الرابع: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2. عند الملء ، تم استخدام 30 إلكترونًا ، وبقي 10 إلكترونًا ، والمستوى الفرعي التالي المراد ملؤه هو المستوى الفرعي 4p (ولكن ليس 5s - انظر قاعدة Klechkovsky الثانية). إنه يتوافق مع مدارات 3p ، والتي نضع عليها ستة إلكترونات. ثم نملأ المستوى الفرعي 5s (إلكترونان) ونصل إلى الحالة 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 2. نضع الإلكترونين المتبقيين (مسترشدين بقاعدة كليشكوفسكي الأولى) على المستوى الفرعي 4d ونصل إلى الصيغة الإلكترونية لذرة الزركونيوم: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2. يتوافق مع الصيغة الإلكترونية الرسومية

عند وضع الإلكترونات الأخيرة على المستوى الفرعي 4d ، تم استخدام قاعدة Hund ، والتي بموجبها يتم ملء مدارات المستوى الفرعي المقابل أولاً بإلكترون واحد بنفس الدوران في مدارات مختلفة ، ثم بالإلكترون الثاني مع الدوران المعاكس في هذه المدارات.

مثال 5 تحديد العناصر من خلال بنية الطبقات الإلكترونية الخارجية وقبل الأخيرة لذراتهم.

مهمة. ذرات العناصر التي لها البنية التالية للطبقة الإلكترونية الخارجية وقبل الأخيرة:

أ) 2 ثانية 2 ص 6 3 ثانية 2 3 ص 1 ;

ب) 3 ث 2 3 ص 6 ثلاثي الأبعاد 3 4 ثانية 2 ;

الخامس) 4 ثانية 2 4 ص 6 4 د 10 5 ثانية 0 .

حل. متى أنحن نتعامل مع مستوى فرعي p غير مملوء من مستوى الطاقة الثالث ، وهذا المستوى الفرعي يحتوي على إلكترون واحد ويتوافق مع العنصر p الأول من مستوى الطاقة الثالث. هذا 13 Al. صيغته الإلكترونية الكاملة هي 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 1.

يحدث بيتوافق مع المستوى الفرعي d غير المملوء لمستوى الطاقة الثالث. نظرًا لأن الطبقة الخارجية تحتوي على الحد الأقصى لعدد الإلكترونات s (4s 2) ، إذن ، مع الأخذ في الاعتبار 3 إلكترونات على المستوى الفرعي ثلاثي الأبعاد غير المملوء ، فإن هذا يتوافق مع العنصر d الثالث من الفترة الرابعة ، أي 23 V. صيغة الإلكترون الكلية: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 4s 2.

يحدث الخامسيتوافق مع مستوى فرعي 4d ممتلئ تمامًا (10 إلكترونات) ، لكن المستوى الفرعي 5s الخارجي فارغ. هذا يعني أنه كان هناك فشل 2 إلكترون من 5s- إلى المستوى 4d الفرعي ، والذي يتوافق مع العنصر d الثامن (10-2 = 8) في الفترة الخامسة. هذا العنصر هو 46 Pd. صيغته الإلكترونية الكاملة هي: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 0.

مثال 6تحديد نوع الاضمحلال الإشعاعي على أساس التوازن بين كتل وشحنات الجسيمات الأولية والنواتج النهائية.

مهمة. ما نوع التحول الإشعاعي الذي حدث في التحولات النووية التالية:

أ) 111 PD → 111 اي جيب) 222 آكانيوز → 218 بو

حل . متى أيتم الحفاظ على كتلة النواة ، ولكن الرقم التسلسلي ، وبالتالي تزداد شحنة النواة الذرية بمقدار 1. هذا الوضع يتوافق مع ß-decay ، نظرًا لقانون حفظ الشحنة ، زيادة في شحنة يجب موازنة النواة الذرية بمقدار 1 بوحدة شحنة سالبة ، وحاملها هو الإلكترون (ß- جسيم). في الوقت نفسه ، تكون كتلة الإلكترون صغيرة بشكل مهم مقارنةً بكتلة أي من النكليونات (بروتون أو نيوترون) ، ولا يؤدي تحلل β إلى تغيير في النواة الذرية:

PD → Ag + ß -

متى بكتلة ذرة البولونيوم التي تم الحصول عليها نتيجة للتفاعل النووي أكبر بأربع وحدات من كتلة الرادون الأولي ، وتقل الشحنة النووية بمقدار 2 نتيجة للتفاعل النووي. يتوافق هذا الاختلاف في الكتلة والشحنة مع الاصدار -حبيبات:

مثال 7 تغيير خصائص العناصر في فترات كبيرة من النظام الدوري.

مهمة. ما هي طبيعة التغيير في خصائص العناصر في الفترة الرابعة من النظام الدوري؟

حل. الفترة الرابعة تحتوي على 18 عنصرًا من K (z = 19) إلى Kr (z = 36). في ذرات عناصر الفترة الثالثة ، فقط المدارات s و p من مستوى الطاقة الثالث مملوءة بالإلكترونات ، وتبقى عشرة مدارات d حرة. لكن في ذرات عناصر الفترة الرابعة ، يبدأ المدار 4s بالملء بالإلكترونات (في وجود مدارات d حرة) ، حيث يتم فحص النواة بواسطة طبقة إلكترون كثيفة 3s 2 3p 6. يبدأ ملء الغلاف d من المستوى الثالث عند Sc (z = 21) و 3 d 1 وينتهي عند Cu (z = 29) 3d 10. تعطل الملء التدريجي لمدارات d من المستوى الثالث بالإلكترونات بالنسبة لذرات Cr و Cu ، حيث يوجد "فشل" في الإلكترون في الحالة s (من المستوى الرابع) من مستوى الطاقة الخارجية إلى المستوى قبل الأخير (ثالث). تسمى عشرة عناصر من الفترة الرابعة (Sc-Zn) ، والتي تتكون ذراتها من الطبقة d من المستوى الثالث (قبل الأخير) ، بالانتقالية. بعد الزنك إلى الكريبتون ، يستمر ملء المدارات p لمستوى الطاقة الرابع.

في الفترة الرابعة ، بين المعدن النموذجي (K) وغير المعدني النموذجي (Br) ، هناك 15 عنصرًا (وليس خمسة ، على سبيل المثال ، في الفترة الثالثة) ، منها 10 عناصر انتقالية. تختلف العناصر الانتقالية ، التي يتم ملء ذراتها من المستوى قبل الأخير في ذراتها ، بشكل أقل عن بعضها البعض في الخصائص مقارنة بعناصر الفترات الصغيرة. في الفترات الكبيرة ، ولا سيما في الفترة الرابعة ، يحدث ضعف الخصائص المعدنية للعناصر بشكل أبطأ مما يحدث في الفترات الصغيرة (لا توجد المعادن إلا في نهاية الفترة). في الفترات الكبيرة ، تكون معظم العناصر عبارة عن معادن.

المثال 8 تغيير خصائص العناصر في المجموعات الفرعية الرئيسية والثانوية للنظام الدوري.

مهمة. كيف تتغير الخصائص المعدنية للعناصر في المجموعات الفرعية الرئيسية والثانوية للنظام الدوري مع زيادة شحنة نواة ذرة عنصر؟

حل. المجموعات الفرعية الرئيسية في مجموعات النظام الدوري تشكل عناصر s- و p ، والثانوية- d- العناصر.

في المجموعات الفرعية الرئيسية ، مع زيادة شحنة نواة ذرة العنصر ، يزداد نصف قطر ذرة العنصر ، حيث يزداد عدد طبقات الإلكترون في ذرة العنصر في هذا الاتجاه. لذلك ، في المجموعة الفرعية الرئيسية ، تزداد الخصائص المعدنية (المختزلة) للعناصر من أعلى إلى أسفل.

في المجموعات الفرعية الثانوية ، عند الانتقال من العنصر الأول إلى العنصر الثاني ، يزداد نصف قطر ذرة العنصر ، وعند الانتقال من العنصر الثاني إلى العنصر الثالث ، يزداد حتى انخفاض طفيف. وهذا ما يفسره انكماش f- (اللانثانيد). لذلك ، في المجموعات الفرعية الجانبية ، مع زيادة شحنة النواة ، تنخفض الخصائص المعدنية (باستثناء المجموعة الفرعية الجانبية للمجموعة الثالثة).

لذلك ، داخل نفس المجموعة ، تختلف خصائص عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية والثانوية. الاختلافات في خصائص عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية والثانوية مهمة للمجموعة الأولى ، ثم تضعف. وبالتالي ، فإن عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية والثانوية للمجموعة الثالثة متشابهة نسبيًا في الخصائص. ثم يتم تعزيز هذا الاختلاف في الخصائص مرة أخرى ويصبح مهمًا جدًا في المجموعة السابعة ، حيث تختلف عناصر المجموعة الفرعية Mn كثيرًا عن الهالوجينات.

المثال 9. توقع التغيرات في خصائص مركبات العناصر بناءً على التغيرات في الكهربية لهذه العناصر.

مهمة. كيف ستتغير قوة الأحماض في السلسلةHOCl → HOBr → مرحباً؟ كيف ستتغير الخصائص المؤكسدة لهذه الأحماض؟

حل. الخاصية التي تحدد قوة الأحماض في هذه السلسلة هي كهرسلبية ذرات الهالوجين. كلما زادت كهرسلبية الهالوجين ، زادت ثبات الأنيون الحمضي (O-Hal) - الذي يتكون نتيجة فعل ارتداد البروتون ، أي تحقيق الحموضة. نظرًا لأن الكهربية الكهربية لذرات الهالوجين تتغير في السلسلة Cl> Br> I ، تتغير حموضة الأحماض بشكل تعايش: HOCl> HOBr> HOI. يعتمد تنفيذ الخصائص المؤكسدة لـ HOHal أيضًا على الكهربية ، حيث يتم تسهيل فعل قبول الإلكترونات من خلال قدرة الذرة على جذب الإلكترونات. لذلك ، تتبع الخصائص المؤكسدة لهذه الأحماض الترتيب: HOCl> HOBr> HOI.

المثال 10توقع التغييرات في خصائص اتصالات العناصر بناءً على التغييرات في نصف قطر هذه العناصر.

مهمة. كيف تتغير الخصائص الأساسية وقابلية الذوبان في الماء لهيدروكسيدات الفلزات القلوية في السلسلةLiOH → CsOH?

حل. أساس الهيدروكسيدات هو قدرتها على فصل أنيون الهيدروكسيد. كلما زاد ارتباط هذا الأنيون بالكاتيون المعدني ، قلت قاعدة الهيدروكسيد. نظرًا لأن نصف قطر الكاتيون يزداد في السلسلة LiOH → CsOH ، تزداد أيضًا المسافة بين مراكز الشحن في الكاتيون المعدني وأنيون الهيدروكسيد (Coulomb radius). يؤدي هذا إلى إضعاف قوى جذب كولوم بين الجسيمات المشحونة بشكل معاكس وزيادة قدرة الهيدروكسيد على إنتاج أنيون هيدروكسيد. لذلك ، في سلسلة LiOH → CsOH ، تزداد الأساسيات.

في الوقت نفسه ، مع زيادة نصف قطر كولوم ، تزداد درجة استقطاب زوج الأيونات "الكاتيون المعدني - أنيون الهيدروكسيد" ، وبالتالي ، قدرة هذا الزوج على الترطيب ثم الانفصال لاحقًا. هذا يؤدي إلى زيادة قابلية ذوبان الهيدروكسيدات في سلسلة LiOH → CsOH.

النظام الدوري هو مجموعة مرتبة من العناصر الكيميائية ، تصنيفها الطبيعي ، وهو تعبير رسومي (جدولي) للقانون الدوري للعناصر الكيميائية. تم تطوير هيكلها ، في كثير من النواحي المشابهة للهيكل الحديث ، من قبل D.I Mendeleev على أساس القانون الدوري في 1869-1871.

كان النموذج الأولي للنظام الدوري هو "تجربة نظام من العناصر على أساس وزنها الذري والتشابه الكيميائي" ، تم تجميعه بواسطة D.I Mendeleev في 1 مارس 1869. لمدة عامين ونصف ، قام العالم باستمرار بتحسين "تجربة النظام "، قدم مفهوم المجموعات والسلاسل وفترات العناصر. نتيجة لذلك ، اكتسبت بنية النظام الدوري في كثير من النواحي الخطوط العريضة الحديثة.

كان من المهم بالنسبة لتطوره مفهوم مكان العنصر في النظام ، والذي تحدده أعداد المجموعة والفترة. بناءً على هذا المفهوم ، توصل منديليف إلى استنتاج مفاده أنه من الضروري تغيير الكتل الذرية لبعض العناصر: اليورانيوم والإنديوم والسيريوم وأقمارها الصناعية. كان هذا أول تطبيق عملي للنظام الدوري. كان مندليف أيضًا أول من تنبأ بوجود وخصائص العديد من العناصر غير المعروفة. وصف العالم بالتفصيل أهم خصائص ekaaluminum (المستقبل الغاليوم) و ekabor (scandium) و ekasilicon (الجرمانيوم). بالإضافة إلى ذلك ، توقع وجود نظائر المنغنيز (مستقبل التكنيشيوم والرينيوم) ، التيلوريوم (البولونيوم) ، اليود (الأستاتين) ، السيزيوم (الفرانسيوم) ، الباريوم (الراديوم) ، التنتالوم (البروتكتينيوم). كانت تنبؤات العالم بشأن هذه العناصر ذات طبيعة عامة ، حيث كانت هذه العناصر موجودة في مناطق قليلة الدراسة في النظام الدوري.

تمثل الإصدارات الأولى من النظام الدوري في كثير من النواحي مجرد تعميم تجريبي. بعد كل شيء ، لم يكن المعنى المادي للقانون الدوري واضحًا ، ولم يكن هناك تفسير لأسباب التغيير الدوري في خصائص العناصر اعتمادًا على الزيادة في الكتل الذرية. نتيجة لذلك ، ظلت العديد من المشاكل دون حل. هل هناك حدود للنظام الدوري؟ هل من الممكن تحديد العدد الدقيق للعناصر الموجودة؟ ظل هيكل الفترة السادسة غير واضح - ما هو العدد الدقيق للعناصر الأرضية النادرة؟ ولم يعرف ما إذا كان لا يزال هناك عناصر بين الهيدروجين والليثيوم ، ما هو هيكل الفترة الأولى. لذلك ، حتى الإثبات المادي للقانون الدوري وتطوير نظرية النظام الدوري ، نشأت صعوبات خطيرة أكثر من مرة. كان الاكتشاف غير متوقع في 1894-1898. خمسة غازات خاملة يبدو أنه ليس لها مكان في الجدول الدوري. تم القضاء على هذه الصعوبة بفضل فكرة تضمين مجموعة صفرية مستقلة في بنية النظام الدوري. اكتشاف جماعي للعناصر المشعة في مطلع القرنين التاسع عشر والعشرين. (بحلول عام 1910 كان عددهم حوالي 40) أدى إلى تناقض حاد بين الحاجة إلى وضعها في النظام الدوري وهيكله الحالي. بالنسبة لهم ، كانت هناك 7 شواغر فقط في الفترتين السادسة والسابعة. تم حل هذه المشكلة نتيجة إنشاء قواعد التحول واكتشاف النظائر.

كان أحد الأسباب الرئيسية لاستحالة تفسير المعنى المادي للقانون الدوري وهيكل النظام الدوري هو عدم معرفة كيفية ترتيب الذرة (انظر Atom). كان أهم معلم في تطوير النظام الدوري هو إنشاء النموذج الذري بواسطة إي. رذرفورد (1911). على أساسه ، اقترح العالم الهولندي أ. فان دن بروك (1913) أن الرقم الترتيبي لعنصر في النظام الدوري يساوي عدديًا شحنة نواة ذرته (Z). تم تأكيد ذلك تجريبياً من قبل العالم الإنجليزي جي موسلي (1913). حصل القانون الدوري على تبرير مادي: بدأ النظر في دورية التغييرات في خصائص العناصر اعتمادًا على Z - شحنة نواة ذرة عنصر ، وليس على الكتلة الذرية (انظر القانون الدوري للعناصر الكيميائية) .

نتيجة لذلك ، تم تعزيز هيكل النظام الدوري بشكل كبير. تم تحديد الحد الأدنى للنظام. هذا هو الهيدروجين ، العنصر ذو الحد الأدنى Z = 1. أصبح من الممكن تقدير عدد العناصر بدقة بين الهيدروجين واليورانيوم. تم تحديد "الثغرات" في النظام الدوري ، المقابلة لعناصر غير معروفة مع Z = 43 ، 61 ، 72 ، 75 ، 85 ، 87. ومع ذلك ، ظلت الأسئلة حول العدد الدقيق للعناصر الأرضية النادرة غير واضحة ، والأهم من ذلك ، أسباب لم يتم الكشف عن التغيير الدوري في خصائص العناصر.اعتمادًا على Z.

استنادًا إلى الهيكل الثابت للنظام الدوري ونتائج دراسة الأطياف الذرية ، قام العالم الدنماركي ن. بور في 1918-1921. طورت أفكارًا حول تسلسل بناء الأصداف الإلكترونية والأجزاء الفرعية في الذرات. توصل العالم إلى استنتاج مفاده أن أنواعًا مماثلة من التكوينات الإلكترونية للأغلفة الخارجية للذرات تتكرر بشكل دوري. وهكذا ، فقد تبين أن دورية التغييرات في خصائص العناصر الكيميائية تفسر من خلال وجود دورية في بناء قذائف الإلكترون والأجزاء الفرعية للذرات.

يغطي النظام الدوري أكثر من 100 عنصر. من بين هذه العناصر ، تم الحصول على جميع عناصر عبر اليورانيوم (Z = 93-110) ، وكذلك العناصر التي تحتوي على Z = 43 (تكنيتيوم) ، و 61 (بروميثيوم) ، و 85 (أستاتين) ، و 87 (فرانسيوم) بشكل مصطنع. على مدار التاريخ الكامل لوجود النظام الدوري ، تم اقتراح عدد كبير جدًا (> 500) من تمثيلاته الرسومية ، بشكل أساسي في شكل جداول ، وكذلك في شكل أشكال هندسية مختلفة (مكانية ومستوية) ، المنحنيات التحليلية (الحلزونات ، إلخ) ، إلخ. وأكثرها انتشارًا هي الجداول القصيرة ، وشبه الطويلة ، والطويلة ، والجداول المتدرجة. حاليًا ، يُفضل النموذج القصير.

المبدأ الأساسي لبناء النظام الدوري هو تقسيمه إلى مجموعات وفترات. لم يتم استخدام مفهوم منديليف لصفوف العناصر حاليًا ، لأنه يخلو من المعنى المادي. المجموعات ، بدورها ، مقسمة إلى المجموعات الفرعية الرئيسية (أ) والثانوية (ب). تحتوي كل مجموعة فرعية على عناصر - نظائرها الكيميائية. تظهر أيضًا عناصر المجموعتين الفرعيتين a و b في معظم المجموعات تشابهًا معينًا فيما بينها ، خاصة في حالات الأكسدة الأعلى ، والتي ، كقاعدة عامة ، تساوي رقم المجموعة. الفترة هي مجموعة من العناصر تبدأ بمعدن قلوي وتنتهي بغاز خامل (حالة خاصة هي الفترة الأولى). تحتوي كل فترة على عدد محدد بدقة من العناصر. يتكون النظام الدوري من ثماني مجموعات وسبع فترات ، ولم تكتمل الفترة السابعة بعد.

خصوصية أولاًتكمن الفترة في حقيقة أنها تحتوي على عنصرين غازيين فقط في الشكل الحر: الهيدروجين والهيليوم. مكان الهيدروجين في النظام غامض. نظرًا لأنه يعرض خصائص مشتركة مع الفلزات القلوية والهالوجينات ، فإنه يتم وضعه إما في المجموعة الفرعية 1a- أو Vlla ، أو كليهما في نفس الوقت ، مع إرفاق الرمز بين قوسين في إحدى المجموعات الفرعية. الهليوم هو الممثل الأول للمجموعة الفرعية VIIIa. لفترة طويلة ، تم فصل الهيليوم وجميع الغازات الخاملة في مجموعة صفرية مستقلة. تطلب هذا الحكم مراجعة بعد تخليق المركبات الكيميائية للكريبتون والزينون والرادون. نتيجة لذلك ، تم دمج الغازات الخاملة وعناصر المجموعة السابقة الثامنة (الحديد والكوبالت والنيكل والبلاتين) في مجموعة واحدة.

ثانيةالفترة تحتوي على 8 عناصر. يبدأ بالليثيوم المعدني القلوي ، الذي تكون حالة الأكسدة الوحيدة فيه هي +1. يأتي بعد ذلك البريليوم (معدن ، حالة أكسدة +2). يُظهر البورون بالفعل طابعًا معدنيًا ضعيفًا وهو غير معدني (حالة الأكسدة +3). بجانب البورون ، يعتبر الكربون مادة غير فلزية نموذجية تظهر حالات الأكسدة +4 و 4. النيتروجين والأكسجين والفلور والنيون كلها غير فلزات ، حيث يكون للنيتروجين أعلى حالة أكسدة تبلغ +5 تقابل رقم المجموعة. يعد الأكسجين والفلور من بين أكثر المعادن نشاطًا. النيون الغازي الخامل يكمل الفترة.

ثالثالفترة (الصوديوم - الأرجون) تحتوي أيضًا على 8 عناصر. تشبه طبيعة التغيير في خصائصها إلى حد كبير تلك التي لوحظت لعناصر الفترة الثانية. ولكن هناك خصوصية خاصة بها. لذا ، فإن المغنيسيوم ، على عكس البريليوم ، هو معدن أكثر ، وكذلك الألومنيوم مقارنة بالبورون. السيليكون والفوسفور والكبريت والكلور والأرجون كلها غير معادن نموذجية. وجميعهم ، باستثناء الأرجون ، يظهرون أعلى حالات أكسدة مساوية لعدد المجموعة.

كما نرى ، في كلتا الفترتين ، مع زيادة Z ، لوحظ ضعف واضح في المعدن وتقوية الخصائص غير المعدنية للعناصر. وصف D.I Mendeleev عناصر الفترتين الثانية والثالثة (بكلماته الصغيرة) بالنمطية. تعتبر عناصر الفترات الصغيرة من أكثر العناصر شيوعًا في الطبيعة. الكربون والنيتروجين والأكسجين (إلى جانب الهيدروجين) هي مواد عضوية ، أي العناصر الرئيسية للمواد العضوية.

يتم وضع جميع عناصر الفترتين الأولى والثالثة في مجموعات فرعية a.

الرابعةالفترة (البوتاسيوم - الكريبتون) تحتوي على 18 عنصرًا. وفقا لمندليف ، هذه هي أول فترة كبيرة. بعد معدن البوتاسيوم القلوي والكالسيوم المعدني الأرضي القلوي ، تتبع سلسلة من العناصر تتكون من 10 ما يسمى بالمعادن الانتقالية (سكانديوم - زنك). كل منهم مدرج في المجموعات الفرعية b ‑. تُظهر معظم المعادن الانتقالية حالات أكسدة أعلى مساوية لرقم المجموعة ، باستثناء الحديد والكوبالت والنيكل. تنتمي العناصر من الغاليوم إلى الكريبتون إلى المجموعات الفرعية a. هناك عدد من المركبات الكيميائية المعروفة للكريبتون.

الخامسالفترة (الروبيديوم - الزينون) في بنائها تشبه الفترة الرابعة. يحتوي أيضًا على إدراج 10 معادن انتقالية (الإيتريوم - الكادميوم). عناصر هذه الفترة لها خصائصها الخاصة. في ثالوث الروثينيوم - الروديوم - البلاديوم ، تُعرف المركبات بالروثينيوم حيث تظهر حالة أكسدة +8. تظهر جميع عناصر المجموعات الفرعية a أعلى حالات أكسدة مساوية لرقم المجموعة. تعد ميزات التغيير في خصائص عناصر الفترتين الرابعة والخامسة مع نمو Z أكثر تعقيدًا مقارنة بالفترتين الثانية والثالثة.

السادسالفترة (السيزيوم - الرادون) تشمل 32 عنصرًا. في هذه الفترة ، بالإضافة إلى 10 معادن انتقالية (اللانثانم ، الهافنيوم - الزئبق) ، هناك أيضًا مجموعة من 14 لانثانيدات - من السيريوم إلى اللوتيتيوم. العناصر من السيريوم إلى اللوتيتيوم متشابهة جدًا كيميائيًا ، ولهذا السبب تم تضمينها منذ فترة طويلة في عائلة العناصر الأرضية النادرة. في الشكل المختصر للنظام الدوري ، يتم تضمين سلسلة اللانثانيد في خلية اللانثانم ويتم فك تشفير هذه السلسلة في أسفل الجدول (انظر Lanthanides).

ما هي خصوصية عناصر الفترة السادسة؟ في ثلاثي الأوزميوم - الإيريديوم - البلاتين ، تُعرف حالة الأكسدة +8 بالأوزميوم. الأستاتين له طابع معدني واضح إلى حد ما. الرادون هو أكثر الغازات الخاملة تفاعلًا. لسوء الحظ ، نظرًا لكونها عالية النشاط الإشعاعي ، فقد تمت دراسة كيمياءها قليلاً (انظر العناصر المشعة).

سابعاالفترة تبدأ بفرنسا. مثل السادس ، يجب أن يحتوي أيضًا على 32 عنصرًا ، لكن 24 منها معروفة حتى الآن. الفرانسيوم والراديوم ، على التوالي ، هما عنصران من المجموعات الفرعية Ia و IIa ، ينتمي الأكتينيوم إلى المجموعة الفرعية IIIb. بعد ذلك تأتي عائلة الأكتينيد ، والتي تضم عناصر من الثوريوم إلى اللورنسيوم ويتم ترتيبها بشكل مشابه لمادة اللانثانيدات. يتم تقديم فك تشفير هذا الصف من العناصر أيضًا في أسفل الجدول.

الآن دعونا نرى كيف تتغير خصائص العناصر الكيميائية مجموعات فرعيةالنظام الدوري. النمط الرئيسي لهذا التغيير هو تقوية الطبيعة المعدنية للعناصر مع زيادة Z. يظهر هذا النمط بشكل خاص في المجموعات الفرعية IIIa-VIIa. بالنسبة لمعادن المجموعات الفرعية Ia – IIIa ، لوحظ زيادة في النشاط الكيميائي. في عناصر المجموعات الفرعية IVa-VIIa ، كلما زاد Z ، لوحظ ضعف في النشاط الكيميائي للعناصر. بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية b ‑ ، تكون طبيعة التغيير في النشاط الكيميائي أكثر تعقيدًا.

تم تطوير نظرية النظام الدوري بواسطة ن. بوهر وعلماء آخرين في عشرينيات القرن الماضي. القرن ال 20 ويستند إلى مخطط حقيقي لتشكيل التكوينات الإلكترونية للذرات (انظر Atom). وفقًا لهذه النظرية ، مع زيادة Z ، يحدث ملء قذائف الإلكترون والأجزاء الفرعية في ذرات العناصر المدرجة في فترات النظام الدوري في التسلسل التالي:

أرقام الفترة
1	2	3	4	5	6	7
1 ثانية	2s2p	3s3p	4s3d4p	5s4d5p	6 s4f5d6p	7s5f6d7p

استنادًا إلى نظرية النظام الدوري ، يمكن إعطاء التعريف التالي للفترة: الفترة هي مجموعة من العناصر التي تبدأ بعنصر بقيمة n تساوي رقم الفترة و l = 0 (عناصر s) وينتهي بعنصر له نفس القيمة n و l = 1 (p- العناصر) (انظر Atom). الاستثناء هو الفترة الأولى ، والتي تحتوي على عناصر 1s فقط. من نظرية النظام الدوري ، فإن أعداد العناصر في الفترات التالية: 2 ، 8 ، 8 ، 18 ، 18 ، 32 ...

في الجدول ، تظهر رموز العناصر من كل نوع (s- و p- و d- و f-element) على خلفية ملونة محددة: عناصر s - على أحمر ، عناصر p - على برتقالي ، عناصر d - باللون الأزرق ، و العناصر - باللون الأخضر. تحتوي كل خلية على الأرقام التسلسلية والكتل الذرية للعناصر ، بالإضافة إلى التكوينات الإلكترونية لقذائف الإلكترون الخارجية.

يستنتج من نظرية النظام الدوري أن العناصر التي تحتوي على n تساوي رقم الفترة و l = 0 و 1 تنتمي إلى المجموعات الفرعية a. تشتمل المجموعات الفرعية b على تلك العناصر التي تم إكمال الأصداف التي ظلت غير مكتملة في ذراتها . هذا هو السبب في أن الفترات الأولى والثانية والثالثة لا تحتوي على عناصر المجموعات الفرعية b.

يرتبط هيكل النظام الدوري للعناصر ارتباطًا وثيقًا ببنية ذرات العناصر الكيميائية. مع زيادة Z ، تتكرر بشكل دوري أنواع مماثلة من التكوين لأغلفة الإلكترون الخارجية. وهي تحدد السمات الرئيسية للسلوك الكيميائي للعناصر. تتجلى هذه الميزات بشكل مختلف بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية a (عناصر s و p) ، لعناصر المجموعات الفرعية b (عناصر d الانتقالية) وعناصر العائلات f - اللانثانيدات والأكتينيدات. يتم تمثيل حالة خاصة بواسطة عناصر الفترة الأولى - الهيدروجين والهيليوم. الهيدروجين شديد التفاعل لأن إلكترون 1 ثانية فقط ينقسم بسهولة. في الوقت نفسه ، يكون تكوين الهيليوم (1s 2) مستقرًا للغاية ، مما يجعله غير نشط كيميائيًا.

بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية a ، تمتلئ أغلفة الإلكترون الخارجية للذرات (مع n يساوي رقم الفترة) ، لذلك تتغير خصائص هذه العناصر بشكل ملحوظ مع زيادة Z. وهكذا ، في الفترة الثانية ، الليثيوم (التكوين 2s) معدن نشط يفقد بسهولة إلكترونًا واحدًا من التكافؤ ؛ البريليوم (2s 2) هو أيضًا معدن ، ولكنه أقل نشاطًا بسبب حقيقة أن إلكتروناته الخارجية مرتبطة بقوة بالنواة. علاوة على ذلك ، فإن البورون (2s 2 p) له طابع معدني ضعيف الوضوح ، وجميع العناصر اللاحقة من الفترة الثانية ، التي يتكون فيها الجزء الفرعي 2p ، هي بالفعل غير فلزات. إن التكوين المكون من ثمانية إلكترونات لغلاف الإلكترون الخارجي للنيون (2s 2 p 6) - غاز خامل - قوي للغاية.

يتم شرح الخصائص الكيميائية لعناصر الفترة الثانية من خلال رغبة ذراتهم في الحصول على التكوين الإلكتروني لأقرب غاز خامل (تكوين الهيليوم للعناصر من الليثيوم إلى الكربون أو تكوين النيون لعناصر من الكربون إلى الفلور). لهذا السبب ، على سبيل المثال ، لا يمكن أن يُظهر الأكسجين حالة أكسدة أعلى مساوية لرقم المجموعة: بعد كل شيء ، من الأسهل عليه تحقيق تكوين النيون من خلال الحصول على إلكترونات إضافية. تتجلى نفس طبيعة التغيير في الخصائص في عناصر الفترة الثالثة وفي العنصرين s و p لجميع الفترات اللاحقة. في الوقت نفسه ، يتجلى ضعف قوة الرابطة بين الإلكترونات الخارجية والنواة في مجموعات فرعية أ مع زيادة Z في خصائص العناصر المقابلة. لذلك ، بالنسبة للعناصر s ، هناك زيادة ملحوظة في النشاط الكيميائي مع زيادة Z ، وبالنسبة للعناصر p ، زيادة في الخصائص المعدنية.

في ذرات العناصر d الانتقالية ، تكتمل الأصداف غير المكتملة سابقًا بقيمة العدد الكمي الرئيسي n ، أي أقل بمقدار واحد من رقم الفترة. مع بعض الاستثناءات ، يكون تكوين غلاف الإلكترون الخارجي لذرات عنصر الانتقال هو ns 2. لذلك ، فإن جميع عناصر d هي معادن ، وهذا هو السبب في أن التغييرات في خصائص عناصر d مع زيادة Z ليست حادة كما هو ملاحظ في العناصر s و p. في حالات الأكسدة الأعلى ، تُظهر العناصر d تشابهًا معينًا مع عناصر p للمجموعات المقابلة في النظام الدوري.

يتم شرح ميزات خصائص عناصر الثلاثيات (VIIIb ‑ subgroup) من خلال حقيقة أن b ‑ subshells على وشك الاكتمال. هذا هو السبب في أن معادن الحديد والكوبالت والنيكل والبلاتين ، كقاعدة عامة ، لا تميل لإعطاء مركبات ذات حالات أكسدة أعلى. الاستثناءات الوحيدة هي الروثينيوم والأوزميوم ، اللذان يعطيان أكاسيد RuO 4 و OsO 4. بالنسبة لعناصر المجموعتين الفرعيتين Ib و IIb ، فإن d-subshell يتضح أنه مكتمل بالفعل. لذلك ، فإنها تظهر حالات أكسدة مساوية لعدد المجموعة.

في ذرات اللانثانيدات والأكتينيدات (جميعها معادن) ، يحدث اكتمال قذائف الإلكترون غير المكتملة سابقًا بقيمة العدد الكمي الرئيسي ن وحدتين أقل من رقم الفترة. في ذرات هذه العناصر ، يظل تكوين غلاف الإلكترون الخارجي (ns 2) دون تغيير ، ويمتلئ الغلاف الخارجي N الخارجي بـ 4 إلكترونات. هذا هو السبب في أن اللانثانيدات متشابهة جدًا.

بالنسبة للأكتينيدات ، فإن الوضع أكثر تعقيدًا. في ذرات العناصر مع Z = 90-95 ، يمكن للإلكترونين 6d و 5f المشاركة في التفاعلات الكيميائية. لذلك ، تحتوي الأكتينيدات على العديد من حالات الأكسدة. على سبيل المثال ، بالنسبة للنبتونيوم والبلوتونيوم والأمريسيوم ، تُعرف المركبات حيث تعمل هذه العناصر في الحالة سباعي التكافؤ. فقط العناصر التي تبدأ من الكوريوم (Z = 96) تصبح مستقرة في الحالة ثلاثية التكافؤ ، ولكن حتى هنا توجد بعض الخصائص المميزة. وبالتالي ، تختلف خصائص الأكتينيدات اختلافًا كبيرًا عن خصائص اللانثانيدات ، وبالتالي لا يمكن اعتبار كلتا العائلتين متشابهتين.

تنتهي عائلة الأكتينيد بعنصر Z = 103 (لورنسيوم). يُظهر تقييم الخواص الكيميائية للكورشاتوفيوم (Z = 104) ونيلزبوريوم (Z = 105) أن هذه العناصر يجب أن تكون نظائر للهافنيوم والتنتالوم ، على التوالي. لذلك ، يعتقد العلماء أنه بعد عائلة الأكتينيدات في الذرات ، يبدأ الملء المنتظم للقشرة الفرعية 6d. لم يتم تقييم الطبيعة الكيميائية للعناصر مع Z = 106–110 تجريبيًا.

العدد المحدود للعناصر التي يغطيها النظام الدوري غير معروف. ربما تكون مشكلة الحد الأعلى هو اللغز الرئيسي في النظام الدوري. أثقل عنصر موجود في الطبيعة هو البلوتونيوم (Z = 94). الحد الذي تم بلوغه للانصهار النووي الاصطناعي هو عنصر برقم ذري 110. ويبقى السؤال: هل سيكون من الممكن الحصول على عناصر ذات أعداد ذرية أعلى ، أي منها وكم عددها؟ لا يمكن الرد عليه بأي يقين.

باستخدام أكثر العمليات الحسابية تعقيدًا التي يتم إجراؤها على أجهزة الكمبيوتر الإلكترونية ، حاول العلماء تحديد بنية الذرات وتقييم أهم خصائص "العناصر الفائقة" ، حتى الأرقام التسلسلية الضخمة (Z = 172 وحتى Z = 184). النتائج التي تم الحصول عليها كانت غير متوقعة تماما. على سبيل المثال ، في ذرة عنصر مع Z = 121 ، من المتوقع ظهور إلكترون 8p ؛ هذا بعد اكتمال تكوين الجزء الفرعي 8s في الذرات باستخدام Z = 119 و 120. لكن ظهور الإلكترونات p بعد الإلكترونات s يُلاحظ فقط في ذرات عناصر الفترتين الثانية والثالثة. تظهر الحسابات أيضًا أنه في عناصر الفترة الافتراضية الثامنة ، يحدث ملء قذائف الإلكترون والأغلفة الفرعية للذرات في تسلسل معقد وغريب جدًا. لذلك ، فإن تقييم خصائص العناصر المقابلة يمثل مشكلة صعبة للغاية. يبدو أن الفترة الثامنة يجب أن تحتوي على 50 عنصرًا (Z = 119-168) ، ولكن وفقًا للحسابات ، يجب أن تنتهي عند العنصر مع Z = 164 ، أي 4 أرقام تسلسلية سابقة. واتضح أن الفترة التاسعة "الغريبة" يجب أن تتكون من 8 عناصر. هنا سجله "الإلكتروني": 9s 2 8p 4 9p 2. بمعنى آخر ، سوف يحتوي على 8 عناصر فقط ، مثل الفترتين الثانية والثالثة.

من الصعب تحديد مدى صحة الحسابات التي يتم إجراؤها بمساعدة الكمبيوتر. ومع ذلك ، إذا تم تأكيدها ، فسيكون من الضروري إجراء مراجعة جادة للأنماط التي يقوم عليها النظام الدوري للعناصر وهيكلها.

لقد لعب النظام الدوري ولا يزال يلعب دورًا كبيرًا في تطوير مختلف مجالات العلوم الطبيعية. وكان من أهم إنجازات العلوم الذرية والجزيئية ، وساهم في ظهور المفهوم الحديث لـ "العنصر الكيميائي" وصقل مفاهيم المواد والمركبات البسيطة.

كان للقوانين التي كشف عنها النظام الدوري تأثير كبير على تطوير نظرية بنية الذرات ، واكتشاف النظائر ، وظهور الأفكار حول الدورية النووية. يرتبط البيان العلمي الدقيق لمشكلة التنبؤ في الكيمياء بالنظام الدوري. تجلى هذا في التنبؤ بوجود وخصائص عناصر مجهولة وخصائص جديدة للسلوك الكيميائي للعناصر التي تم اكتشافها بالفعل. الآن النظام الدوري هو أساس الكيمياء ، غير العضوية في المقام الأول ، مما يساعد بشكل كبير في حل مشكلة التركيب الكيميائي للمواد ذات الخصائص المحددة مسبقًا ، وتطوير مواد أشباه الموصلات الجديدة ، واختيار محفزات محددة لعمليات كيميائية مختلفة ، وما إلى ذلك ، وأخيرًا ، النظام الدوري هو أساس تدريس الكيمياء.

VOAD 2o13 ، مساعدة ، هناك حاجة فعلاً إلى شيئين على الأقل 1. تتميز العناصر الخاملة بالخاصية: أ) عند التفاعل مع الماء ، فإنها تشكل القلويات ؛ ج) المبني للمجهول

ناي ، غير نشط ؛ ب) عند التفاعل مع المعادن ، فإنها تشكل الأملاح ؛ د) المعادن النموذجية ؛ 2. معدن يمكن استخدامه لإنتاج الهيدروجين (بتفاعله مع حمض): أ) الزنك ؛ ب) نقطة ؛ ج) Au ؛ د) الزئبق ؛ ه) النحاس ؛ 3. تتفاعل الأكاسيد والهيدروكسيدات الأساسية مع: أ) الأحماض ؛ ب) أسباب ؛ ج) كل من الأحماض والقلويات ؛ 4. من أعلى إلى أسفل في المجموعات الفرعية الرئيسية ، الخصائص غير المعدنية: أ) زيادة ب) تضعف ج) تظل دون تغيير 5. عنصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الرابعة: أ) الكبريت ب) التيتانيوم ج) السيليكون د) الكروم 6 .يتم تحديد عدد الإلكترونات عند مستوى الطاقة الأخير من خلال: أ) بالرقم التسلسلي ب) حسب رقم الفترة ج) بواسطة رقم المجموعة 7. نفس الشيء في بنية ذرات العناصر ذات الأرقام التسلسلية 19 و 32: أ) العدد الإجمالي للإلكترونات ج) عدد المستويات الإلكترونية ؛ د) عدد الإلكترونات في آخر مستوى للطاقة ؛ ب) عدد النيوترونات. 8. عنصر بالصيغة الإلكترونية 1s22s22p6: أ) نيون ؛ ب) البروم. ج) الكالسيوم. د) البريليوم. 9. ذرة الصوديوم لها الصيغة الإلكترونية: أ) 1s22s22p1 ب) 1s22s22p63s1 ج) 1s22s22p63s2 10. أي ذرة عنصر لها الهيكل التالي لمستوى الطاقة الأخير ... 3s23p2: أ) الكربون ؛ ب) البروم. ج) السيليكون. د) الفوسفور. 11. يحتوي عدد الإلكترونات غير المزاوجة على غلاف إلكترون للعنصر رقم 16 (كبريت): أ) 1 ؛ ب) 2 ؛ على الساعة 3؛ د) 4 ؛ 12. الرقم التسلسلي للعنصر الذي تكون ذراته قادرة على تكوين أعلى أكسيد من نوع RO: أ) رقم 11 (صوديوم) ؛ ب) رقم 12 (مغنيسيوم) ؛ ج) رقم 14 (السيليكون) ؛ 13. يشكل العنصر الذي له الصيغة الإلكترونية 1s22s22p3 مركب هيدروجين متطاير من النوع: أ) RH4 ؛ ب) RH3 ؛ ج) RH2 ؛ د) ر ؛ 14. حجم 4 مول من الهيدروجين في الظروف العادية: ب) 44.8 لتر. ج) 67.2 لتر ؛ د) 89.6 لترًا ؛ هـ) 112 لترًا ؛ 15. يقع العنصر في الفترة الثانية. التكافؤ في الأكسيد الأعلى والهيدروكسيد هو الأول. يعرض المركب الخصائص الأساسية. هذا العنصر ... رقم 33): أ) IV ب) III ج) V د) VII 18. الوزن الجزيئي للملح الناتج عن تفاعل اثنين من أكاسيد العناصر العالية مع تكوين الذرة فيها ، على التوالي ، 1s22s22p3 و 1s22s22p63s1: أ) 85 ب) 111 ؛ ج) 63 ؛ د) 101 ؛ هـ) 164 ؛ 19. تحديد صيغة المادة "X" ، والتي تكونت نتيجة التحولات: N2 → N2O5 A ؛ Ba → BaO B ؛ A + B → X + D ؛ أ) HNO3 ب) Ba (OH) 2 ج) Ba (NO3) 2 د) BaSO4 هـ) BaOHNO3 ب) 3 ؛ في 4؛ د) 5 ؛ هـ) 6 ؛ 21. الكتلة المولية لأكسيد البوتاسيوم (جم / مول): أ) 55 ؛ ب) 56 ؛ ج) 74 ؛ د) 94 ؛ هـ) 112 ؛ 22. عدد مولات أكسيد الألومنيوم التي تتكون منها 204 جم من هذا المركب: أ) 1 ؛ ب) 2 ؛ على الساعة 3؛ د) 4 ؛ هـ) 5 ؛ 23. كمية الحرارة المنبعثة أثناء احتراق 2 جرام من الفحم (معادلة التفاعل الكيميائي الحراري C + O2 = CO2 + 402.24 kJ): أ) 67.04 كيلو جول. ب) 134.08 كيلوجول ؛ ج) 200 كيلو جول ؛ د) 201.12 كيلوجول ؛ هـ) 301.68 كيلوجول ؛ 24. في ظل الظروف العادية ، 44.8 لتر من الأكسجين لها كتلة: أ) 8 غرام ؛ ب) 16 جم ؛ ج) 32 جم ؛ د) 64 جم ؛ هـ) 128 جم ؛ 25- إن الكسر الكتلي للهيدروجين في مركب PH3 هو: أ) 5.4٪ ؛ ب) 7.42٪ ؛ ج) 8.82٪ ؛ د) 78.5٪ ؛ هـ) 82.2٪ ؛ 26. نسبة كتلة الأكسجين في مركب EO3 هي 60٪. اسم العنصر E في المركب: أ) النيتروجين ؛ ب) الفوسفور. ج) الكبريت. د) السيليكون. ه) السيلينيوم. 27. أثناء تفاعل الصوديوم مع 72 جم من الماء ، تم إطلاق الهيدروجين بحجم (n.o.): أ) 11.2 لتر ؛ ب) 22.4 لتر ؛ ج) 44.8 لتر ؛ د) 67.2 لتر ؛ هـ) 112 لترًا ؛ 28. كتلة حمض الهيدروكلوريك المطلوبة للحصول على 224 لترا من الهيدروجين (n.o.): (Ва + 2HCl = ВаCl2 + H2): أ) 219 جم ؛ ب) 109.5 جم ؛ ج) 730 جم ؛ د) 64 جم ؛ ه) 365 جم ؛ 29- كتلة هيدروكسيد الصوديوم الموجودة في 200 جم من محلول 30٪: أ) 146 جم ؛ ب) 196 جم ؛ ج) 60 جم ​​؛ د) 6 جم ؛ هـ) 200 جم ؛ 30. كتلة الملح التي تتكون من تفاعل هيدروكسيد الصوديوم مع 400 جم من محلول حمض الكبريتيك بنسبة 75٪: أ) 146 جم ؛ ب) 196 جم ؛ ج) 360 جم ​​؛ د) 435 جم ؛ هـ) 200 جم ؛

) موضع عنصر الليثيوم في النظام الدوري لـ DI Mendeleev

1) موضع عنصر الألمنيوم في النظام الدوري لـ D.I. Mendeleev وهيكل ذراته 2) طبيعة مادة بسيطة (معدن ، غير معدني) 3) مقارنة خصائص مادة بسيطة مع خصائص المواد البسيطة المكونة من العناصر المجاورة في مجموعة فرعية 4) مقارنة خصائص مادة بسيطة مع خصائص المواد البسيطة التي تكونت من العناصر المجاورة في الفترة 5) تكوين أكسيد أعلى ، طابعه (قاعدي ، حمضي ، مذبذب) 6) تكوين هيدروكسيد أعلى من طبيعته (حمض يحتوي على الأكسجين ، قاعدة ، هيدروكسيد مذبذب) 7) تكوين مركب الهيدروجين المتطاير (لغير المعادن)

1. الخصائص المعدنية لعناصر المجموعة الثانية مع زيادة الرقم التسلسلي 1) نقصان 2) زيادة 3) لا تتغير 4) تتغير بشكل دوري 2.

الفوسفور عامل مؤكسد في التفاعل: 1) 3Mg + 2H3PO4 = Mg3 (PO4) 2 + 3H2 2) P2O3 + O2 = P2O5 3) 3Mg + 2P = Mg3P2 4) 2P + 3Cl2 = 2PCl3 3. كلاهما لا يتفاعل مع الماء في درجة حرارة الغرفة: معدن: 1) الزنك والحديد 2) النحاس والذهب 3) الصوديوم والزئبق 4) البوتاسيوم والكالسيوم 4. تتشكل أيونات الصوديوم وينطلق غاز الهيدروجين نتيجة تفاعل 1) أكسيد الصوديوم و الماء 2) أكسيد الصوديوم مع حمض الهيدروكلوريك 3) كلوريد الصوديوم مع الماء 4) الصوديوم مع حمض الهيدروكلوريك. 5. عند التفاعل مع الأكسجين ، جميع معادن المجموعة 1) الليثيوم ، الصوديوم 2) الكالسيوم ، السترونتيوم 3) الباريوم ، البوتاسيوم 4) أكاسيد البوتاسيوم والمغنيسيوم 6. المعامل أمام صيغة المؤكسد في معادلة الصوديوم مع الكلور 1) 1 2) 2 3) 3 4) 4 7. إذا كانت نواتج التفاعل هي كبريتات الحديد (II) والماء ، فإن الكواشف هي 1) أكسيد الحديد (II) وأكسيد الكبريت (IV) 2) كبريتات النحاس ( II) وكلوريد الحديد (II) 3) الحديد وحمض الكبريتيك 4) الحديد (II) هيدروكسيد وحمض الكبريتيك 8. لا يستخدم الليثيوم لإزاحة الصوديوم من محلول مائي من ملحه ، لأنه 1) يتفاعل مع الماء 2) موجود في سلسلة النشاط على يسار النحاس 3) عامل اختزال أقل قوة من الصوديوم 4) يتأكسد بسهولة في الهواء.

على التين. يوضح الشكل 15.4 الموقع في الجدول الدوري للعناصر الخمسة للمجموعة الرابعة. مثل عناصر المجموعة الثالثة ، فهم ينتمون إلى عدد العناصر p. تحتوي ذرات جميع عناصر المجموعة الرابعة على نفس التكوين الإلكتروني للغلاف الخارجي:. في الجدول. يشير الشكل 15.4 إلى التكوين الإلكتروني المحدد للذرات وبعض خصائص عناصر المجموعة الرابعة. ترتبط هذه الخصائص الفيزيائية والكيميائية الأخرى لعناصر المجموعة الرابعة ببنيتها ، وهي: الكربون (على شكل الماس) ، والسيليكون والجرمانيوم لهما هيكل بلوري يشبه الماس (انظر القسم 3.2) ؛ القصدير والرصاص لهما هيكل معدني (مكعب محوره الوجه ، انظر أيضًا القسم 3.2).

أرز. 15.4. موقع عناصر المجموعة الرابعة في النظام الدوري.

عند التحرك لأسفل المجموعة ، يزداد نصف القطر الذري للعناصر وتضعف الرابطة بين الذرات. بسبب الزيادة المتتالية في عدم تمركز الإلكترونات في الأصداف الذرية الخارجية ، تحدث أيضًا زيادة في التوصيل الكهربائي لعناصر المجموعة الرابعة في نفس الاتجاه. ممتلكاتهم

الجدول 15.4. التكوينات الإلكترونية والخصائص الفيزيائية لعناصر المجموعة الرابعة

تغير تدريجيًا من غير معدني إلى معدني: الكربون عنصر غير معدني وفي شكل الماس هو عازل (عازل) ؛ السيليكون والجرمانيوم من أشباه الموصلات. القصدير والرصاص معادن وموصلات جيدة.

بسبب الزيادة في حجم الذرات أثناء الانتقال من عناصر الجزء العلوي من المجموعة إلى عناصر الجزء السفلي منها ، يحدث ضعف تدريجي في الرابطة بين الذرات وبالتالي انخفاض في الانصهار نقطة ونقطة الغليان ، وكذلك صلابة العناصر.

التآصل

يوجد كل من السيليكون والجرمانيوم والرصاص في شكل هيكلي واحد فقط. ومع ذلك ، يوجد الكربون والقصدير في عدة أشكال هيكلية. تسمى الأشكال الهيكلية المختلفة لعنصر واحد التآصل (انظر القسم 3.2).

يحتوي الكربون على نوعين من التآصل: الماس والجرافيت. تم وصف هيكلها في ثانية. 3.2 التآصل الكربوني هو مثال على أحادية الشكل ، والتي تتميز بالسمات التالية: 1) يمكن أن توجد المتآصلات في نطاق معين من درجات الحرارة والضغوط (على سبيل المثال ، يوجد كل من الماس والجرافيت في درجة حرارة الغرفة والضغط الجوي) ؛ 2) لا توجد درجة حرارة انتقالية يتحول فيها التآصل إلى آخر ؛ 3) تآصل واحد أكثر استقرارًا من الآخر. على سبيل المثال ، الجرافيت أكثر مقاومة من الماس. تسمى الأشكال الأقل استقرارًا غير مستقرة. لذلك ، الماس هو تآصل ثابت (أو monotrope) من الكربون.

لا يزال الكربون موجودًا في أشكال أخرى ، بما في ذلك الفحم ، وفحم الكوك ، وأسود الكربون. كلهم أشكال خام من الكربون. في بعض الأحيان يطلق عليها أشكال غير متبلورة ، وكان يعتقد في وقت سابق أنها تمثل الشكل الثالث من الكربون. مصطلح غير متبلور يعني بلا شكل. لقد ثبت الآن أن الكربون "غير المتبلور" ليس سوى الجرافيت الجريزوفولفين.

القصدير موجود في ثلاثة أشكال متآصلة. يطلق عليهم: القصدير الرمادي (a-tin) ، القصدير الأبيض (P-tin) والقصدير المعيني (y-tin). يسمى تآصل من هذا النوع ، مثل ذلك من القصدير ، enantiotropy. وتتميز بالسمات التالية: 1) يحدث تحول تآصل إلى آخر عند درجة حرارة معينة ، تسمى درجة حرارة الانتقال ؛ على سبيل المثال

هيكل الماس هيكل معدني (أشباه الموصلات) 2) كل تآصل ثابت فقط في نطاق درجة حرارة معينة.

تفاعلية عناصر المجموعة الرابعة

تزيد تفاعلية عناصر المجموعة الرابعة ككل عند الانتقال إلى الجزء السفلي من المجموعة ، من الكربون إلى الرصاص. في سلسلة الفولتية الكهروكيميائية ، يوجد القصدير والرصاص فقط فوق الهيدروجين (انظر القسم 10.3). يتفاعل الرصاص ببطء شديد مع الأحماض المخففة ، ويطلق الهيدروجين. التفاعل بين القصدير والأحماض المخففة يستمر بمعدل معتدل.

يتأكسد الكربون بأحماض مركزة ساخنة ، مثل حمض النيتريك المركز وحمض الكبريتيك المركز.

المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الرابعة من الجدول الدوري للعناصر هي الكربون والسيليكون والجرمانيوم والقصدير والرصاص. رقم العنصر الكتلة الذرية التكوين الإلكتروني Carbon b 12.011 l.v! 2r2 />؛ السيليكون 14 28.085 1 n-22.ug2 /> n3n-33 / s- الجرمانيوم 32 72.59 Il-22.r / v3pV4.r4p2> Mg Lead 82207.2

التكوين الإلكتروني.

يحتوي الإلكترون القرمزي الخارجي على أربعة إلكترونات لكل منها ، والصيغة الإلكترونية للطبقة الخارجية هي pLir1. الكربون والسيليكون من العناصر غير المعدنية ، والجرمانيوم والقصدير والرصاص عناصر انتقالية.

ملكيات. تشكل عناصر هذه المجموعة الفرعية أكاسيدًا بالصيغة العامة RO و RO ، ومركبات الهيدروجين بالصيغة RH4. من الكربون إلى الرصاص ، تتغير خصائص الأكاسيد من الحمضية (CO ، SiO ،) إلى مذبذب (SnO ، PbO ،). PbO و SnO هما الأكاسيد الرئيسية. من الكربون إلى الرصاص ، تقل قوة مركبات الهيدروجين. تتغير طبيعة الهيدرات أيضًا: على سبيل المثال ، H ، CO ،. H ، SiO) - أحماض ضعيفة: Pb (OH) ، Sn (OH) ، Ge (OH) ، قواعد مذبذبة. في مجموعة فرعية ، مع زيادة الرقم التسلسلي ، تنخفض طاقة التأين ويزداد نصف القطر الذري ، أي تضعف الخصائص غير المعدنية ، وتزداد الخصائص المعدنية.

البحث في الطبيعة. لا يتواجد السيليكون بشكل حر ، بل يحدث فقط في شكل مركبات. مركب السيليكون الأكثر استقرارًا هو أكسيد السيليكون (IV) أو السيليكا. توجد السيليكا البلورية في الطبيعة بشكل رئيسي في شكل الكوارتز المعدني. توجد في قاع البحار رواسب من السيليكا الرقيقة المسامية غير المتبلورة ، والتي تسمى طرابلس ، أو كيسيلغوهر أو التراب الدياتومي. السيليكون مكون من الفلسبار والميكا والطين والأسبستوس

الخصائص الفيزيائية. السيليكون مادة رمادية داكنة مع لمعان معدني. إنه هش ومقاوم للصهر مثل الكربون. لها خصائص أشباه الموصلات.

الخواص الكيميائية. الحد من وكيل. يتفاعل مباشرة مع الفلور: Si + 2F ، = SiF4 (فلوريد السيليكون).

لا يتفاعل السيليكون مع الأحماض (باستثناء خليط من أحماض الهيدروفلوريك والنتريك) ، بينما يتفاعل بشدة مع القلويات: Si + 2NaOH + H ، 0 = Na ، SiO ، + + 2H ، T.

عند تسخينه ، يتحد السيليكون مع الأكسجين: Si + O ، \ u003d SiO ،.

يشكل السيليكون أيضًا مركبًا بهيدروجين - سيلان: SiH4: Si + 2H ، = SiH4.

مع الكربون ، يشكل السيليكون الكربوراندوم (كربيد السيليكون) - مادة بلورية مبنية مثل الماس: Si02 + 2C = SiC + CO2.

تسمى مركبات السيليكون مع المعادن بمبيدات السيليكون: Si + 2Mg = Mg ، Si (المغنيسيوم سيليسيد).

طلب. يستخدم السيليكون بشكل أساسي لتصنيع أجهزة أشباه الموصلات ، وإنتاج السبائك ، وتقليل المعادن من الأكاسيد.

إيصال. يتم الحصول على السيليكون عن طريق اختزاله من السيليكا: SiO، + 2Mg = 2MgO + Si.

في الصناعة ، يتم تقليل السيليكا بالفحم في الأفران الكهربائية: SiO + 2C = Si + 2CO.

مركبات السيليكون

أكسيد السيليكون (IV) والسيليكا.

مادة بلورية صلبة شديدة المقاومة للحرارة ، غير قابلة للذوبان في الماء ولا تتفاعل معها. وفقًا لخصائصه الكيميائية ، ينتمي أكسيد السيليكون (IV) إلى الأكاسيد الحمضية. يتفاعل حمض الهيدروفلوريك فقط بشكل مباشر مع أكسيد السيليكون (IV): SiO، + 4HF = SiF4 + 2H.O.

عندما يتم دمج أكسيد السيليكون (IV) مع القلويات والأكاسيد الأساسية والكربونات ، تتشكل أملاح حمض السيليك - السيليكات:

SiO ، + 2NaOH = Na ، SiO ، + H ، 0 ؛ SiO + CaO = CaSiO ؛

Si02 + K2CO ، = K ، Si03 + CO ، T.

حمض السلسيليك. يشير إلى الأحماض الضعيفة. قليل الذوبان في الماء. لا تنفصل جزيئات حمض السيليك عمليا في المحاليل المائية. الصيغة H ، Si03 مشروطة. في الواقع ، يوجد حمض السيليك في شكل مركب (H ، SiOJn أو أحماض بولي سيليك. أثناء التخزين على المدى الطويل ، تنفصل جزيئات الماء عن حمض السيليك وتتحول إلى SiO. عند تسخينها ، يتحلل حمض السيليك أيضًا إلى أكسيد السيليكون. (IV) والماء: H2Si03 \ u003d H20 + SiO ،.

صناعة السيليكات

تجمع صناعة السيليكات بشكل أساسي بين إنتاج السيراميك والزجاج والأسمنت.

إنتاج السيراميك. السيراميك - المواد والمنتجات المصنوعة من المواد المقاومة للحرارة - الطين والكربيدات وأكاسيد بعض المعادن. تشمل منتجات السيراميك الطوب والبلاط والبلاط المواجه للأواني الخزفية والبورسلين والخزف.

تتكون عملية تصنيع منتجات السيراميك من تحضير كتلة السيراميك والقولبة والتجفيف والحرق. أثناء الحرق ، يحدث التلبيد بسبب التفاعلات الكيميائية في المرحلة الصلبة. يتم التحميص عادة عند درجة حرارة 900 درجة مئوية. يتم إجراء التلبيد وفقًا لنظام محدد بدقة ويؤدي إلى إنتاج مادة ذات الخصائص المرغوبة. إنتاج الزجاج. يتكون زجاج النوافذ بشكل أساسي من سيليكات الصوديوم والبوتاسيوم المنصهرة بأكسيد السيليكون (IV). يتم التعبير عن التركيبة تقريبًا بواسطة الصيغة Na20 CaO 6Si02. المواد الخام المستخدمة في إنتاجه هي الرمل الأبيض أو الصودا أو الحجر الجيري أو الطباشير. عندما يتم دمج هذه المواد ، تحدث التفاعلات التالية:

CaCO، + SiO، = CaSiO، + CO، T ؛ Na، COi + SiO، = Na، SiO، + CO، 1 \

يتم دمج سيليكات الصوديوم والكالسيوم ، مع السيليكا ، في كتلة تبرد تدريجيًا:

Na، SiO، + CaSiO، + 4SiO، = Nap CaO CSiOr

إنتاج الأسمنت. يعتبر الأسمنت من أهم المواد التي تنتجها صناعة السيليكات. يتم استخدامه بكميات كبيرة في أعمال البناء. يتم الحصول على الأسمنت العادي (الأسمنت السيليكات أو الأسمنت البورتلاندي) عن طريق إطلاق خليط من الطين والحجر الجيري. أثناء حرق خليط الأسمنت ، تتحلل كربونات الكالسيوم إلى أول أكسيد الكربون (IV) وأكسيد الكالسيوم: يتفاعل الأخير مع الطين. في هذه الحالة ، تتشكل السيليكات وألومينات الكالسيوم.