Periodni sistem kemijskih elementov. Splošne značilnosti elementov skupine IV, glavne podskupine periodnega sistema D. I. Mendelejeva Elementi 4. skupine periodnega sistema Mendelejeva
Periodičnost lastnosti elementov in
njihove povezave.
Med položajem elementa v periodnem sistemu in strukturo atoma tega elementa obstaja ujemanje ena proti ena, tj. koordinate elementa v periodnem sistemu določajo strukturo atoma in obratno, zgradba atoma lahko določa njegov položaj v periodnem sistemu.
Za vsak element v periodnem sistemu obstaja pet značilnosti: zaporedna številka Z, atomska masa A, številka periode, številka skupine in podskupina (glavna ali sekundarna). Z vidika zgradbe atoma serijska številka označuje število protonov v jedru. Atomska masa je vsota mas vseh delcev atoma: protonov, nevtronov in elektronov. Upoštevajoč, da je masa elektrona majhna v primerjavi z maso protona in nevtrona, je atomsko maso okroglo možno določiti kot vsoto mas protonov in nevtronov. Od tu je enostavno najti število nevtronov v jedru kot razliko med atomsko maso in številom protonov: A - Z. Atom je električno nevtralen, zato je število elektronov v elektronski lupini enako število protonov v jedru, tj. vrstna številka elementa - Z.
Številka obdobja označuje število elektronskih energijskih ravni v atomu.
Številka skupine prikazuje skupno število "valentnih" elektronov, tj. elektroni, ki lahko sodelujejo pri tvorbi kemičnih vezi. Položaj elementa v podskupini (glavni ali stranski) je določen s porazdelitvijo "valentnih" elektronov: če se element nahaja v glavni podskupini, potem so vsi njegovi valenčni elektroni na zadnji energetski elektronski ravni, vsi prejšnji ravni so zapolnjene. Če se element nahaja v stranski podskupini, so vsi ostali valenčni elektroni na predzadnjem energijskem nivoju.
Obstaja oblika zapisa energijskih stanj elektronov v atomu, ki se imenuje elektronska formula. V njej Glavna stvarkvantno število označeno s številko (1, 2, 3, 4…), orbitalno- pismo (s-, p-, d-, f-), in število elektronov v vsakem podravni je prikazano z indeksom na vrhu, na primer elektronska formula atoma dušika.Pravzaprav je elektronska formula porazdelitev elektronov na dve kvantni števili. Če želite podati porazdelitev elektronov v štirih kvantnih številih, uporabite zapis za energijske celice ali atomske orbitale. Atomska orbitala je niz energijskih stanj elektronov, za katere je značilen določen niz treh kvantnih števil: glavnega, orbitalnega in magnetnega 
. Na primer, za atom dušika je elektronska grafična formula:
Osnovno ali normalno stanje atoma je stanje, ki ustreza minimalni energijski rezervi, tj. elektroni zasedajo energijska stanja z nižjo energijo. Z majhno porabo energije (na primer, ko so izpostavljeni svetlobnemu sevanju) se lahko elektroni znotraj ene energetske ravni premaknejo na višjo energijsko podravni. Atom preide v "vzburjeno" stanje, na primer za atom berilija:
|
Osnovno stanje |
vznemirjeno stanje |
||||||||||||||
|
|
1s 2 2s 1 2p 1 | ||||||||||||||
Struktura zunanjih elektronskih nivojev določa oblike in lastnosti njegovih spojin. Na primer, za atom št. 22 Ti imamo elektronsko formulo, to je d - element.
Ti ima samo štiri valenčne elektrone, zato je najvišje oksidacijsko stanje +4.
Oksid, ki ustreza temu oksidacijskemu stanju - TiO 2, ima amfoteren značaj (s prevlado bazičnih lastnosti), zato lahko ustrezen hidroksid zapišemo v dveh oblikah: Ti (OH) 4 ali H 2 TiO 3, tvori soli pri interakciji s kislinami in alkalijami:
Ti(OH) 4 + 2Н 2 SO 4 
Ti (SO 4) 2 + 4H 2 O in H 2 TiO 3 + 2NaOH 
Na 2 TiO 3 + 2H 2 O
Ti(OH) 4 + 2НCl 
Ti Cl 2 + 4H 2 O in H 2 TiO 3 + K 2 O 
K 2 TiO 3 + H 2 O
Najnižje oksidacijsko stanje Ti (tako kot večina d-elementov) je +2. Oksid TiO je bazičen, hidroksid Ti(OH) 2 tvori soli samo s kislinami, na primer TiSO 4 ali TiCl 2 .
Za karakterizacijo katerega koli elementa morate izvesti naslednje korake:
Določite sestavo atoma, tj. označujejo število protonov, nevtronov in elektronov.
Podajte elektronsko formulo atoma in porazdelitev elektronov zunanjih energijskih ravni v atomskih orbitalah.
Določite najvišjo in najnižjo oksidacijsko stopnjo ter podajte formule in imena spojin, ki ustrezajo tem oksidacijskim stopnjam.
Na primer, element #34 Se.
Sestava atoma: (34 p, 46 n) 34 e.
Elektronska formula: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4 je p-element.
Elektronska grafična formula:
Najvišje oksidacijsko stanje je +6, selenov oksid (VI) SeO 3 je kisel, hidroksid H 2 SeO 4 je selenska kislina, soli: Na 2 SeO 4 - natrijev selenat, K 2 SeO 4 - kalijev selenat.
Najnižje oksidacijsko stanje je -2, H 2 S je vodikov selenid, K 2 Se je kalijev selenid, Na 2 Se je natrijev selenid.
Lastnosti elementov, ki jih določa zgradba zunanjih elektronskih plasti atomov, se naravno spreminjajo v obdobjih in skupinah periodnega sistema. Hkrati pa podobnost elektronskih struktur generira podobnost lastnosti analognih elementov, ne pa tudi identičnosti teh lastnosti. Zato pri prehodu iz enega elementa v drugega v skupinah in podskupinah ne pride do preprostega ponavljanja lastnosti, temveč do njihovega bolj ali manj izrazitega rednega spreminjanja. Še posebej se kemijsko obnašanje atomov elementov kaže v njihovi sposobnosti izgubljanja in pridobivanja elektronov, tj. v njihovi sposobnosti oksidacije in redukcije. Kvantitativno merilo sposobnosti atoma izgubiti elektroni so ionizacijski potencial (E in ) , in po meri svojih sposobnosti n pridobiti– elektronska afiniteta (E z ). Narava spremembe teh količin med prehodom iz enega obdobja v drugega se ponavlja in te spremembe temeljijo na spremembi elektronske konfiguracije atoma. Tako dokončane elektronske plasti, ki ustrezajo atomom inertnih plinov, kažejo povečano stabilnost in povečano vrednost ionizacijskih potencialov znotraj obdobja. Hkrati imajo s-elementi prve skupine (Li, Na, K, Rb, Cs) najnižje vrednosti ionizacijskega potenciala.
Elektronegativnost je merilo sposobnosti atoma danega elementa, da vleče elektrone k sebi v primerjavi z atomi drugih elementov v spojini. Po eni izmed definicij (Mulliken) elektronegativnost atoma 
lahko izrazimo kot polovico vsote njegove ionizacijske energije in afinitete do elektronov: 
=(E in + E c).
V obdobjih obstaja splošna težnja po povečanju elektronegativnosti elementa, v podskupinah pa njeno zmanjšanje. Najnižje vrednosti elektronegativnosti imajo s-elementi I. skupine, najvišje pa p-elementi VII.
Elektronegativnost istega elementa se lahko spreminja glede na valenčno stanje, hibridizacijo, oksidacijsko stanje itd. Elektronegativnost bistveno vpliva na naravo spremembe lastnosti spojin elementov. Tako ima na primer žveplova kislina močnejše kisle lastnosti kot njen kemijski analog selenska kislina, saj pri slednji osrednji atom selena zaradi manjše elektronegativnosti v primerjavi z atomom žvepla ne polarizira vezi H–O v kisline tako močno, kar pomeni oslabitev kislosti.
Drug primer sta kromov (II) hidroksid in kromov (VI) hidroksid. Kromov (II) hidroksid, Cr(OH) 2, kaže bazične lastnosti, v nasprotju s kromovim (VI) hidroksidom, H 2 CrO 4, saj oksidacijsko stanje kroma +2 določa šibkost Coulombove interakcije Cr 2+ z hidroksidni ion in enostavnost cepitve tega iona, tj. manifestacija glavnih lastnosti. Hkrati visoko oksidacijsko stanje kroma +6 v kromovem (VI) hidroksidu povzroči močno Coulombovo privlačnost med hidroksidnim ionom in osrednjim atomom kroma ter nezmožnost disociacije vzdolž vezi 
-OH. Po drugi strani pa visoko oksidacijsko stanje kroma v kromovem (VI) hidroksidu poveča njegovo sposobnost privabljanja elektronov, tj. elektronegativnost, ki povzroči visoko stopnjo polarizacije H–O vezi v tej spojini, kar je predpogoj za povečanje kislosti.
Naslednja pomembna lastnost atomov so njihovi polmeri. V obdobjih se polmeri kovinskih atomov zmanjšujejo s povečanjem redne številke elementa, ker s povečanjem redne številke elementa v obdobju se poveča naboj jedra in posledično skupni naboj elektronov, ki ga uravnoteži; posledično se poveča tudi Coulombova privlačnost elektronov, kar na koncu privede do zmanjšanja razdalje med njimi in jedrom. Najbolj izrazito zmanjšanje polmera opazimo pri elementih z majhnimi obdobji, v katerih je zunanji energijski nivo napolnjen z elektroni.
V velikih obdobjih izkazujeta d- in f-elementa bolj postopno zmanjšanje polmerov s povečanjem naboja atomskega jedra. Znotraj vsake podskupine elementov se polmeri atomov praviloma povečujejo od zgoraj navzdol, saj tak premik pomeni prehod na višjo energijsko raven.
Vpliv polmerov ionov elementov na lastnosti spojin, ki jih tvorijo, lahko ponazorimo na primeru povečanja kislosti halogenvodikovih kislin v plinski fazi: HI > HBr > HCl > HF.
V teh spojinah je Coulombova privlačna sila odvisna od Coulombovega polmera, ki je vsota polmerov halogenskih in vodikovih ionov. Očitno je, da se s povečanjem polmera halogena sila Coulombove privlačnosti zmanjša, zaradi česar je izločanje protona ugodnejše.
Primeri reševanja tipičnih problemov.
Primer 1Sestavljanje elektronskih in elektronskografičnih formul atomov elementov, molekulskih formul ustreznih oksidov in hidroksidov glede na število elementov v periodnem sistemu.
Naloga. Zgradite elektronske in elektronskografične formule atomov elementov št. 35 in št. 73 ter podajte molekulske formule oksidov, hidroksidov in soli, ki jih tvorijo.
rešitev.
Elektronske formule prikazujejo porazdelitev elektronov v atomu po energijskih nivojih in podnivojih. Elektronska formula je označena s simboli 
, Kje 
je glavno kvantno število, 
- orbitalno kvantno število (namesto njega navedite ustrezno črkovno oznako - 
),
je število elektronov v danem podravni. Zaporedje polnjenja večelektronskega atoma temelji na principu najmanjše energije, po katerem se najprej napolnijo orbitale z minimalnim nivojem energije. Izvajanje tega načela poteka na podlagi pravil Klečkovskega in po prvem pravilu so atomske orbitale napolnjene z elektroni v vrstnem redu naraščajoče vsote 
; po drugem - če je vsota enaka 
pri različnih energijskih nivojih se najprej zapolnijo orbitale z nižjo vrednostjo glavnega kvantnega števila p.
Uporaba teh pravil za atom z več elektroni vodi do naslednjega zaporedja polnjenja njegovih energijskih ravni in podravni:
1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s(5d 1)4f
5d6p7s (6d 3-2)5f6d7p.
Položaj elementov v periodnem sistemu mu daje naslednje značilnosti: zaporedno številko elementa, številko obdobja, številko skupine, podskupino (glavno ali sekundarno). Vsaka od teh značilnosti je edinstveno povezana s strukturo atoma elementa.
Serijska številka elementa označuje število elektronov, številka periode označuje število energijskih nivojev. Številka skupine za elemente glavnih podskupin označuje število elektronov na zunanjem energijskem nivoju in najvišjo pozitivno oksidacijsko stopnjo. Pri elementih stranskih podskupin številka skupine označuje le najvišje pozitivno oksidacijsko stanje, medtem ko je število elektronov na zunanjem energijskem nivoju lahko 1 ali 2.
V zvezi z zgoraj navedenim sta elektronski formuli za elementa št. 35 (Br) in št. 73 (Ta) naslednji:
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
Elektronsko zgradbo atoma lahko grafično prikažemo tudi z energijskimi oziroma kvantnimi celicami, ki so shematski prikaz atomskih orbital (AO).
TO
Po Hundovem pravilu so orbitale danega podravni najprej zapolnjene z enim elektronom z enakimi spini, nato pa z drugim elektronom z nasprotnimi spini.
Grafična shema za navedene elemente je naslednja:
Br je v skupini VIIA, ker vsi valenčni elektroni so na zunanjem energijskem nivoju. Zato je Br nekovina, bromov (VII) oksid Br 2 O 7 ima lastnosti kislinskega oksida, njegov ustrezen hidroksid je bromova kislina HBrO 4, natrijeva perbromatna sol NaBrO 4. Ker je na zunanji energijski ravni 7 elektronov, ki pridobijo en elektron, ima brom nizko oksidacijsko stopnjo -1. Skladne povezave 
: HBr, KBr.
Tantal je d-element, zato lahko kaže spremenljivo oksidacijsko stanje in tvori več oksidov in hidroksidov, njihova narava pa je odvisna od oksidacijskega stanja. Za tantal so najbolj značilne spojine, v katerih je njihovo oksidacijsko stanje +5. Tantalov oksid (V) ima lastnosti kislega oksida, njegova formula je Ta 2 O 5, ustrezen hidroksid tantalne kisline HTaO 3, sol KTaO 3. Najnižje oksidacijsko stanje za tantal je +2. Ta(II) oksid in hidroksid imata bazične lastnosti. Skladne povezave 
: TaO, Ta(OH) 2 , Ta(NO 3) 2 .
Primer 2Določanje mesta elementa v periodnem sistemu kemijskih elementov z njegovo elektronsko formulo.
Naloga. Določite element, njegovo lokacijo v periodnem sistemu, če je njegova elektronska formula naslednja: ... 5s 2 5 str 2 .
rešitev. Obstajata dva načina za identifikacijo elementa in iskanje njegove lokacije v periodnem sistemu.
Prvi način: določi število elektronov in navede zaporedno številko elementa. Elektronska formula, ki ustreza temu elementu, je naslednja:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 2,
Ker število elektronov je 50, zato je kositer. Je v 5. obdobju, četrti skupini, glavni podskupini.
Drugi način: ta element je v 5. obdobju, ker ima strukturo zunanje energijske ravni 5s 2 5р 2 . Na zunanjem energijskem nivoju so 4 elektroni, zato je v skupini IVA. Element, ki ustreza tem koordinatam, je kositer.
Primer 3 Sestavljanje elektronskih formul atomov elementov na podlagi vrednosti kvantnih števil elektronov zunanje plasti.
Naloga. Zapišite elektronsko formulo atoma elementa in jo poimenujte, če je vrednost kvantnih števil elementov zunanje elektronske plasti naslednja: n=4, l=1, m l =-1, m s =+1/2; n=4, l=1, m l =0, m s =+1/2; n=4, l=1, m l =1, m s =+1/2.
rešitev. Stanje vsakega elektrona zunanje energijske ravni je določeno z naslednjim nizom kvantnih števil:
Glavno kvantno število je štiri, zato so elektroni na 4. energijski ravni. Orbitalno kvantno število določa obliko orbitale. če l=1 , potem se orbitala imenuje p-orbitala, zato so trije elektroni v p-podravni 4. energetske ravni. Magnetno kvantno število m l(-1, 0, +1) določa usmerjenost orbitale v prostoru. Vse tri p-orbitale (p x, p y, p z) imajo po en elektron ( m s=+1/2). Zunanja energijska raven atoma tega elementa vsebuje pet elektronov: …4s 2 4p 3 . Atom arzena As ima takšno elektronsko konfiguracijo zunanje energijske ravni, katere elektronska formula je naslednja: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3.
Primer 4Sestavljanje elektronskih formul snovi na podlagi vrednosti serijske številke elementa.
Naloga. Sestavite elektronske formule atoma elementa z zaporedno številko 40. Podajte porazdelitev elektronov atoma tega elementa v kvantnih (energijskih) celicah.
rešitev. Element z atomskim številom 40 je cirkonij Zr. V skladu s tem je treba 40 elektronov postaviti na elektronske nivoje in njihove ustrezne podravni (orbitale).
V skladu s pravili polnjenja večelektronskega atoma začnemo nanj postavljati elektrone z najnižje energijske ravni, tj. n=1 . Ustreza edini vrednosti orbitalnega števila l=0, ki določa sferično obliko orbitale (s-podravni). Magnetno kvantno število, definirano z vrednostjo l (-l, ...0,…+l) tudi za ta primer sprejme eno samo vrednost m l =0 , ki dokazuje prisotnost ene same orbitale (s-orbitale) na tem podravni. V skladu s Paulijevim pravilom sta lahko največ dva elektrona s spinskim kvantnim številom postavljena na eno orbitalo (in s tem na s-podravni) m s =+1/2 in m s =-1/2. Od obravnavane stopnje (n=1) in je ustrezna s-podnivo po postavitvi dveh elektronov nanjo izčrpana (1s 2), pojdite na naslednjo energijsko raven n=2. Ta raven ustreza dvema podravnima, ki ju označujejo vrednosti l=0 in l=1 . Kot je navedeno zgoraj, vrednost l=0 definira s-podravni, ki lahko sprejme največ dva 2s 2 elektrona. Naslednja podnivo, določena z vrednostjo l=1, se imenuje p-podravni. Ustreza orbitali v obliki ročice (p-orbitala). Za l=1 magnetno kvantno število ima tri vrednosti -1, 0 in +1. Te tri vrednosti določajo prisotnost treh orbital v p-podravni, od katerih lahko vsaka sprejme največ dva elektrona. To pomeni, da na p-podravni ( l=1) lahko sprejme največ šest elektronov (2p 6). Torej, na prva dva energijska nivoja (n=1, n=2) bomo postavili 10 elektronov: 1s 2 2s 2 2p 6 . Preidemo na naslednjo stopnjo, n=3. Na tej ravni so trije podravni, ki ustrezajo vrednotam l: 0, 1, 2 (l=0,1…..n-1). 3s-podravni ( l=0) tega nivoja, tako kot vsak s-podravni, vsebuje največ 2 elektrona (3s 2). 3p-podravni ( l\u003d 1) - 6 elektronov (3p 6). Z nadaljnjim polnjenjem večelektronskega atoma se pojavi dilema: kam postaviti naslednje elektrone - na 3d ( l=2) ali 4s ( l=0) podravni? Tu nas vodi prvo pravilo Klečkovskega, po katerem se najprej zapolni podravni, ki ustreza nižji vrednosti vsote n+ l. Za podravni 3d je ta vsota 3+2=5, za 4s pa 4+0=4. Zato zapolnimo 4s-podravni 4s 2 . Nato morate rešiti dilemo, na katero podnivoj postaviti naslednje elektrone: 3d ali 4p. Oba podnivoja ustrezata isti vrednosti n+ l=5. Tu nas vodi drugo pravilo Klečkovskega, po katerem, če je vsota n+ l najprej se zapolni podnivo z najmanjšo vrednostjo n. Zato zapolnjuje podnivo 3d. Katera koli d-podnivo ( l=2) vsebuje 5 orbital, ki ustrezajo nizu m vrednosti: -2, -1, 0, +1, +2. Največje število elektronov na tem podravni je 5·2=10 (3d 10). Tako smo prišli do situacije, ko so prve tri ravni (n=1, n=2, n=3) popolnoma izčrpane in je s-podnivoj 4. ravni zapolnjen: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2. Pri polnjenju je bilo uporabljenih 30 elektronov, ostane jih še 10. Naslednji podnivo, ki ga je treba zapolniti, je podnivo 4p (vendar ne 5s - glej drugo pravilo Klečkovskega). Ustreza 3p orbitalam, na katere postavimo šest elektronov. Nato zapolnimo podnivo 5s (dva elektrona) in pridemo do situacije 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 2 . Preostala dva elektrona (v skladu s prvim pravilom Klečkovskega) postavimo na podravni 4d in pridemo do elektronske formule cirkonijevega atoma: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2 . Ustreza grafični elektronski formuli
Pri uvrščanju zadnjih elektronov na podnivo 4d je bilo uporabljeno Hundovo pravilo, po katerem se orbitale ustreznega podnivoja zapolnijo najprej z enim elektronom z enakim spinom v različnih orbitalah, nato pa z drugim elektronom z nasprotnim spinom v teh. orbitale.
Primer 5 Določanje elementov po zgradbi zunanje in predzadnje elektronske plasti njihovih atomov.
Naloga. Atomi katerih elementov imajo naslednjo zgradbo zunanje in predzadnje elektronske plasti:
A) 2s 2 str 6 3s 2 3p 1 ;
b) 3s 2 3p 6 3d 3 4s 2 ;
V)4s 2 4p 6 4d 10 5s 0 .
rešitev. Kdaj A imamo opravka z nezapolnjenim p-podravnim 3. energijskega nivoja, ta podnivo pa vsebuje en elektron in ustreza prvemu p-elementu 3. energijskega nivoja. To je 13 Al. Njegova polna elektronska formula je 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 1 .
Dogajanje b ustreza nezapolnjenemu d-podravni 3. energetske ravni. Ker zunanja plast vsebuje največje število s-elektronov (4s 2), potem, ob upoštevanju 3 elektronov na nezapolnjenem 3d podravni, to ustreza 3. d-elementu 4. obdobja, to je 23 V. Njegova formula celotnega elektrona: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 4s 2 .
Dogajanje V ustreza popolnoma zapolnjeni podravni 4d (10 elektronov), vendar je zunanja podnivoj 5s prazna. To pomeni, da je prišlo do odpovedi 2 elektronov iz 5s- v 4d-podravni, kar ustreza osmemu d-elementu (10-2=8) v peti periodi. Ta element je 46 Pd. Njegova polna elektronska formula je: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 0 .
Primer 6Določanje vrste radioaktivnega razpada na podlagi ravnotežja med masami in naboji začetnih delcev in končnih produktov.
Naloga. Kakšna vrsta radioaktivne transformacije je potekala pri naslednjih jedrskih prehodih:
A) 111 Pd → 111 Agb) 222 Rn → 218 Po
rešitev . Kdaj A masa jedra je ohranjena, vendar se serijska številka in s tem naboj atomskega jedra povečata za 1. Ta situacija ustreza ß-razpadu, saj se na podlagi zakona o ohranitvi naboja poveča naboj atomskega jedra atomsko jedro za 1 mora biti uravnoteženo z enoto negativnega naboja, katerega nosilec je elektron (ß-delec). Hkrati je masa elektrona zanemarljivo majhna v primerjavi z maso katerega koli od nukleonov (protona ali nevtrona), β-razpad pa ne vodi do spremembe atomskega jedra:
Pd
→
Ag+ ß -
Kdaj b masa polonijevega atoma, dobljenega kot posledica jedrske reakcije, je 4 enote večja od mase začetnega radona, jedrski naboj pa se zaradi jedrske reakcije zmanjša za 2. Takšna razlika v masi in naboju ustreza sprostitev 
- delci:
Primer 7 Spreminjanje lastnosti elementov v velikih periodah periodnega sistema.
Naloga. Kakšna je narava spremembe lastnosti elementov v četrtem obdobju periodičnega sistema?
rešitev. Četrta perioda vsebuje 18 elementov od K (z=19) do Kr (z=36). V atomih elementov tretje dobe so le s- in p-orbitale tretje energetske ravni napolnjene z elektroni, deset d-orbital ostane prostih. Toda v atomih elementov četrtega obdobja se 4s-orbitala začne polniti z elektroni (v prisotnosti prostih d-orbital), saj je jedro prekrito z gosto plastjo elektronov 3s 2 3p 6 . Polnitev d-lupine tretje stopnje se začne pri Sc (z=21) in 3d 1 ter konča pri Cu (z=29) 3d 10 . Postopno polnjenje d-orbital tretje ravni z elektroni je moteno za atome Cr in Cu, pri čemer pride do "odpovedi" elektrona v s-stanju (od četrtega) zunanjega energijskega nivoja do predzadnjega. (tretja). Deset elementov četrte periode (Sc-Zn), v katerih atomih je zgrajena d-lupina tretje (predzadnje) ravni, imenujemo prehodni. Po cinku do kriptona se nadaljuje polnjenje p-orbital četrte energetske ravni.
V četrti periodi je med tipično kovino (K) in tipično nekovino (Br) 15 elementov (in ne pet, kot na primer v tretji periodi), od tega 10 prehodnih elementov. Prehodni elementi, v katerih atomih so zapolnjene d-lupine predzadnje ravni, se med seboj manj razlikujejo po lastnostih kot elementi majhnih period. V velikih periodah, zlasti v četrti, se kovinske lastnosti elementov slabijo počasneje kot v majhnih periodah (nekovine najdemo šele na koncu periode). V velikih obdobjih je večina elementov kovin.
Primer 8 Spreminjanje lastnosti elementov v glavni in sekundarni podskupini periodnega sistema.
Naloga. Kako se spreminjajo kovinske lastnosti elementov v glavni in sekundarni podskupini periodnega sistema s povečanjem naboja jedra atoma elementa?
rešitev. Glavne podskupine v skupinah periodičnega sistema tvorijo s- in p-elemente, sekundarne pa d-elemente.
V glavnih podskupinah se s povečevanjem naboja jedra atoma elementa povečuje polmer atoma elementa, saj se v tej smeri povečuje število elektronskih plasti v atomu elementa. Zato se v glavni podskupini kovinske (reducirne) lastnosti elementov povečujejo od zgoraj navzdol.
V sekundarnih podskupinah se pri prehodu od prvega elementa k drugemu polmer atoma elementa poveča, pri prehodu od drugega elementa k tretjemu pa celo rahlo zmanjša. To je razloženo s kontrakcijo f-(lantanida). Zato se v stranskih podskupinah s povečanjem naboja jedra kovinske lastnosti zmanjšajo (z izjemo stranske podskupine tretje skupine).
Zato so znotraj iste skupine lastnosti elementov glavne in sekundarne podskupine različne. Razlike v lastnostih elementov glavne in sekundarne podskupine so pomembne za prvo skupino, nato pa oslabi. Tako so elementi glavne in sekundarne podskupine tretje skupine relativno podobni po lastnostih. Nato se ta razlika v lastnostih ponovno poveča in postane zelo pomembna v sedmi skupini, kjer se elementi podskupine Mn zelo razlikujejo od halogenov.
Primer 9. Napovedovanje sprememb v lastnostih spojin elementov na podlagi sprememb v elektronegativnosti teh elementov.
Naloga. Kako se bo spremenila moč kislin v serijiHOCl → HOBr → HOI? Kako se bodo spremenile oksidacijske lastnosti teh kislin?
rešitev. Lastnost, ki določa moč kislin te serije, je elektronegativnost atomov halogena. Večja kot je elektronegativnost halogena, bolj stabiliziran je kisli anion (O-Hal) - nastal kot posledica povratnega udarca protona, to je realizacije kislosti. Ker se elektronegativnost atomov halogenov spreminja v nizu Cl > Br > I, se kislost kislin spreminja simbatično: HOCl > HOBr > HOI. Izvajanje oksidativnih lastnosti HOHal temelji tudi na elektronegativnosti, saj je dejanje sprejemanja elektronov olajšano s sposobnostjo atoma, da pritegne elektrone. Zato sledijo oksidacijske lastnosti teh kislin v vrstnem redu: HOCl > HOBr > HOI.
Primer 10Napovedovanje sprememb lastnosti povezav elementov na podlagi sprememb polmerov teh elementov.
Naloga. Kako se spreminjajo osnovne lastnosti in topnost v vodi hidroksidov alkalijskih kovin v serijiLiOH → CsOH?
rešitev. Bazičnost hidroksidov je njihova sposobnost, da odcepijo hidroksidni anion. Čim močneje je ta anion vezan na kovinski kation, tem manj je bazičen hidroksid. Ker se kationski polmer poveča v nizu LiOH → CsOH, se poveča tudi razdalja med centri naboja kovinskega kationa in hidroksidnega aniona (Coulombov radij). To vodi do oslabitve Coulombovih privlačnih sil med nasprotno nabitimi delci in povečanja sposobnosti hidroksida, da proizvede hidroksidni anion. Zato se v nizu LiOH → CsOH bazičnost poveča.
Hkrati se s povečanjem Coulombovega polmera poveča stopnja polarizacije ionskega para "kovinski kation - hidroksidni anion" in posledično sposobnost tega para za hidracijo in posledično disociacijo. To vodi do povečanja topnosti hidroksidov v nizu LiOH → CsOH.
Periodni sistem je urejena množica kemijskih elementov, njihova naravna klasifikacija, ki je grafični (tabelarni) izraz periodičnega zakona kemijskih elementov. Njegovo strukturo, ki je v mnogih pogledih podobna sodobni, je razvil D. I. Mendelejev na podlagi periodičnega zakona v letih 1869–1871.
Prototip periodnega sistema je bil "Poskus sistema elementov, ki temelji na njihovi atomski masi in kemijski podobnosti", ki ga je D. I. Mendelejev sestavil 1. marca 1869. Dve leti in pol je znanstvenik nenehno izboljševal "Izkušnje sistem«, uvedel koncept skupin, nizov in period elementov. Posledično je struktura periodičnega sistema v mnogih pogledih pridobila sodobne obrise.
Za njegov razvoj je bil pomemben koncept mesta elementa v sistemu, ki ga določajo številke skupine in obdobja. Na podlagi tega koncepta je Mendelejev prišel do zaključka, da je treba spremeniti atomske mase nekaterih elementov: urana, indija, cerija in njegovih satelitov. To je bila prva praktična uporaba periodnega sistema. Mendelejev je bil tudi prvi, ki je napovedal obstoj in lastnosti več neznanih elementov. Znanstvenik je podrobno opisal najpomembnejše lastnosti ekaaluminija (bodočega galija), ekaborja (skandij) in ekasilicija (germanija). Poleg tega je napovedal obstoj analogov mangana (prihodnja tehnecij in renij), telurija (polonij), joda (astatin), cezija (francij), barija (radij), tantala (protaktinij). Znanstvenikove napovedi glede teh elementov so bile splošne narave, saj so se ti elementi nahajali na malo raziskanih območjih periodičnega sistema.
Prve različice periodnega sistema so v mnogih pogledih predstavljale le empirično posplošitev. Navsezadnje fizični pomen periodičnega zakona ni bil jasen, ni bilo razlage razlogov za periodično spremembo lastnosti elementov glede na povečanje atomske mase. Posledično je veliko problemov ostalo nerešenih. Ali obstajajo omejitve periodnega sistema? Ali je mogoče določiti natančno število obstoječih elementov? Struktura šestega obdobja je ostala nejasna - kakšna je natančna količina elementov redkih zemelj? Ni bilo znano, ali so še elementi med vodikom in litijem, kakšna je zgradba prve periode. Zato so se vse do fizične utemeljitve periodičnega zakona in razvoja teorije periodičnega sistema večkrat pojavile resne težave. Nepričakovano je bilo odkritje v letih 1894-1898. pet inertnih plinov, za katere se je zdelo, da nimajo mesta v periodnem sistemu. Ta težava je bila odpravljena zaradi ideje o vključitvi neodvisne ničelne skupine v strukturo periodičnega sistema. Množično odkritje radioelementov na prelomu 19. in 20. stoletja. (do leta 1910 je bilo njihovo število približno 40) je povzročilo ostro protislovje med potrebo po njihovi umestitvi v periodni sistem in njegovo obstoječo strukturo. Za njih je bilo v šestem in sedmem delu le 7 prostih mest. Ta problem je bil rešen z vzpostavitvijo pravil premika in odkritjem izotopov.
Eden od glavnih razlogov za nezmožnost razlage fizikalnega pomena periodičnega zakona in zgradbe periodnega sistema je bil ta, da ni bilo znano, kako je atom urejen (glej Atom). Najpomembnejši mejnik v razvoju periodnega sistema je bila izdelava atomskega modela E. Rutherforda (1911). Na njegovi podlagi je nizozemski znanstvenik A. Van den Broek (1913) predlagal, da je redna številka elementa v periodnem sistemu numerično enaka naboju jedra njegovega atoma (Z). To je eksperimentalno potrdil angleški znanstvenik G. Moseley (1913). Periodični zakon je dobil fizično utemeljitev: periodičnost sprememb lastnosti elementov se je začela obravnavati glede na Z - naboj jedra atoma elementa in ne na atomsko maso (glej Periodični zakon kemijskih elementov) .
Posledično se je struktura periodnega sistema znatno okrepila. Določena je spodnja meja sistema. To je vodik, element z najmanjšim Z = 1. Postalo je mogoče natančno oceniti število elementov med vodikom in uranom. Identificirane so bile "vrzeli" v periodnem sistemu, ki ustrezajo neznanim elementom z Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Vendar so vprašanja o natančnem številu elementov redkih zemelj ostala nejasna in, kar je najpomembneje, razlogi za periodična sprememba lastnosti elementov ni bila razkrita odvisno od Z.
Na podlagi ugotovljene strukture periodnega sistema in rezultatov študija atomskih spektrov je danski znanstvenik N. Bohr v letih 1918–1921. razvil ideje o zaporedju gradnje elektronskih lupin in podlupin v atomih. Znanstvenik je prišel do zaključka, da se podobne vrste elektronskih konfiguracij zunanjih lupin atomov periodično ponavljajo. Tako je bilo dokazano, da je periodičnost sprememb lastnosti kemijskih elementov razložena z obstojem periodičnosti v konstrukciji elektronskih lupin in podlupin atomov.
Periodični sistem zajema več kot 100 elementov. Od tega so bili vsi transuranovi elementi (Z = 93–110), pa tudi elementi z Z = 43 (tehnecij), 61 (prometij), 85 (astat), 87 (francij) pridobljeni umetno. V celotni zgodovini obstoja periodnega sistema je bilo predlaganih zelo veliko (> 500) njegovih grafičnih predstavitev, predvsem v obliki tabel, pa tudi v obliki različnih geometrijskih likov (prostorskih in ravninskih) , analitične krivulje (spirale ipd.) itd. Najbolj razširjene so kratke, poldolge, dolge in lestvičaste oblike tabel. Trenutno je prednostna kratka oblika.
Temeljno načelo gradnje periodnega sistema je njegova razdelitev na skupine in obdobja. Mendelejev koncept vrstic elementov se trenutno ne uporablja, saj je brez fizičnega pomena. Skupine pa so razdeljene na glavno (a) in sekundarno (b) podskupino. Vsaka podskupina vsebuje elemente - kemične analoge. Tudi elementi a- in b-podskupine v večini skupin kažejo med seboj določeno podobnost, predvsem v višjih oksidacijskih stanjih, ki so praviloma enaka številu skupine. Perioda je skupek elementov, ki se začne z alkalno kovino in konča z inertnim plinom (poseben primer je prva perioda). Vsako obdobje vsebuje strogo določeno število elementov. Periodni sistem sestavlja osem skupin in sedem obdobij, sedma pa še ni zaključena.
Posebnost prvi obdobje je v tem, da vsebuje le 2 plinasta elementa v prosti obliki: vodik in helij. Mesto vodika v sistemu je dvoumno. Ker ima lastnosti, ki so skupne alkalijskim kovinam in halogenom, ga uvrščamo bodisi v 1a- ali Vlla-podskupino ali obe hkrati, tako da v eni od podskupin zapremo simbol v oklepaju. Helij je prvi predstavnik VIIIa‑podskupine. Dolgo časa so bili helij in vsi inertni plini ločeni v neodvisno ničelno skupino. Ta določba je zahtevala revizijo po sintezi kemičnih spojin kriptona, ksenona in radona. Posledično so bili inertni plini in elementi prejšnje skupine VIII (železo, kobalt, nikelj in platinske kovine) združeni v eno skupino.
drugič obdobje vsebuje 8 elementov. Začne se z alkalijsko kovino litijem, katere edino oksidacijsko stanje je +1. Sledi berilij (kovina, oksidacijsko stanje +2). Bor ima že šibko izražen kovinski značaj in je nekovina (oksidacijsko stanje +3). Poleg bora je ogljik tipična nekovina, ki ima tako +4 kot -4 oksidacijsko stanje. Dušik, kisik, fluor in neon so nekovine, pri čemer ima dušik najvišjo stopnjo oksidacije +5, kar ustreza številu skupine. Kisik in fluor sta med najbolj aktivnimi nekovinami. Inertni plin neon dopolnjuje obdobje.
Tretjič perioda (natrij - argon) vsebuje tudi 8 elementov. Narava spremembe njihovih lastnosti je v veliki meri podobna tisti, ki jo opazimo pri elementih druge dobe. Obstaja pa tudi lastna specifika. Torej je magnezij, za razliko od berilija, bolj kovinski, pa tudi aluminij v primerjavi z borom. Silicij, fosfor, žveplo, klor, argon so tipične nekovine. In vsi, razen argona, kažejo najvišja oksidacijska stanja, ki so enaka številu skupine.
Kot vidimo, v obeh obdobjih z naraščanjem Z opazimo izrazito oslabitev kovinskih in okrepitev nekovinskih lastnosti elementov. D. I. Mendelejev je elemente drugega in tretjega obdobja (po njegovih besedah majhne) imenoval tipične. Elementi malih period so med najpogostejšimi v naravi. Ogljik, dušik in kisik (skupaj z vodikom) so organogeni, to je glavni elementi organske snovi.
Vsi elementi prve - tretje dobe so uvrščeni v a-podskupine.
Četrtič obdobja (kalij - kripton) vsebuje 18 elementov. Po Mendelejevu je to prvo veliko obdobje. Za alkalijskim kalijem in zemeljskoalkalijskim kalcijem sledi vrsta elementov, ki jih sestavlja 10 tako imenovanih prehodnih kovin (skandij - cink). Vsi so vključeni v b-podskupine. Večina prehodnih kovin ima višja oksidacijska stanja, ki so enaka številu skupine, razen železa, kobalta in niklja. Elementi od galija do kriptona spadajo v a-podskupine. Za kripton so znane številne kemične spojine.
Petič obdobje (rubidij - ksenon) je po svoji konstrukciji podobno četrtemu. Vsebuje tudi vložek iz 10 prehodnih kovin (itrij - kadmij). Elementi tega obdobja imajo svoje značilnosti. V triadi rutenij - rodij - paladij so znane spojine za rutenij, kjer ima oksidacijsko stopnjo +8. Vsi elementi a-podskupin imajo najvišja oksidacijska stanja, ki so enaka številu skupine. Značilnosti spreminjanja lastnosti elementov četrte in pete dobe z rastjo Z so bolj zapletene v primerjavi z drugo in tretjo dobo.
Šesto obdobje (cezij - radon) vključuje 32 elementov. V tem obdobju je poleg 10 prehodnih kovin (lantan, hafnij - živo srebro) tudi niz 14 lantanidov - od cerija do lutecija. Elementi od cerija do lutecija so si kemično zelo podobni, zato jih že dolgo uvrščamo v družino redkozemeljskih elementov. V kratki obliki periodičnega sistema je vrsta lantanidov vključena v lantanovo celico in dekodiranje te serije je podano na dnu tabele (glej Lantanidi).
Kakšna je posebnost elementov šestega obdobja? V triadi osmij - iridij - platina je za osmij znano oksidacijsko stanje +8. Astat ima precej izrazit kovinski značaj. Radon je najbolj reaktiven od vseh inertnih plinov. Na žalost je zaradi dejstva, da je zelo radioaktiven, njegova kemija malo raziskana (glej Radioaktivni elementi).
Sedmo obdobje se začne s francoijo. Tako kot šesti naj bi tudi ta vseboval 32 elementov, a jih je doslej znanih 24. Francij oziroma radij sta elementa podskupine Ia oziroma IIa, aktinij spada v podskupino IIIb. Sledi družina aktinidov, ki vključuje elemente od torija do lavrencija in je urejena podobno kot lantanidi. Na dnu tabele je podano tudi dešifriranje te vrstice elementov.
Zdaj pa poglejmo, kako se spreminjajo lastnosti kemičnih elementov podskupine periodni sistem. Glavni vzorec te spremembe je krepitev kovinske narave elementov z naraščanjem Z. Ta vzorec je še posebej izrazit v podskupinah IIIa–VIIa. Pri kovinah Ia–IIIa‑podskupin opazimo povečanje kemijske aktivnosti. Pri elementih IVa–VIIa‑podskupin z naraščanjem Z opazimo oslabitev kemijske aktivnosti elementov. Za elemente b-podskupin je narava spremembe kemijske aktivnosti bolj zapletena.
Teorijo periodičnega sistema so razvili N. Bohr in drugi znanstveniki v dvajsetih letih prejšnjega stoletja. 20. stoletje in temelji na resnični shemi za oblikovanje elektronskih konfiguracij atomov (glej Atom). V skladu s to teorijo, ko se Z poveča, se polnjenje elektronskih lupin in podlupin v atomih elementov, vključenih v obdobja periodičnega sistema, pojavi v naslednjem zaporedju:
| Številke obdobja | ||||||
|---|---|---|---|---|---|---|
| 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 |
| 1s | 2s2p | 3s3p | 4s3d4p | 5s4d5p | 6s4f5d6p | 7s5f6d7p |
Na podlagi teorije periodnega sistema lahko podamo naslednjo definicijo periode: perioda je zbirka elementov, ki se začne z elementom z vrednostjo n, ki je enaka številu periode, in l = 0 (s-elementi) in se konča z elementom z enako vrednostjo n in l = 1 (p-elementi) (glej Atom). Izjema je prva perioda, ki vsebuje samo 1s elemente. Iz teorije periodnega sistema sledijo števila elementov v obdobjih: 2, 8, 8, 18, 18, 32 ...
V tabeli so simboli elementov vsake vrste (s-, p-, d- in f-elementi) prikazani na določenem barvnem ozadju: s-elementi - na rdečem, p-elementi - na oranžnem, d-elementi - na modri, f-elementi - na zeleni. Vsaka celica vsebuje serijske številke in atomske mase elementov ter elektronske konfiguracije zunanjih elektronskih lupin.
Iz teorije periodnega sistema izhaja, da v a-podskupine spadajo elementi z n, ki je enak periodnemu številu, in l = 0 in 1. V b-podskupini so tisti elementi, v katerih atomih so dokončane lupine, ki so prej ostale nepopolne. . Zato prva, druga in tretja doba ne vsebujejo elementov b-podskupin.
Struktura periodičnega sistema elementov je tesno povezana s strukturo atomov kemičnih elementov. Ko Z narašča, se podobne vrste konfiguracije zunanjih elektronskih lupin periodično ponavljajo. Določajo namreč glavne značilnosti kemijskega obnašanja elementov. Te lastnosti se različno kažejo za elemente a-podskupin (s- in p-elementi), za elemente b-podskupin (prehodni d-elementi) in elemente f-družin - lantanide in aktinoide. Poseben primer predstavljata elementa prve dobe - vodik in helij. Vodik je zelo reaktiven, ker se njegov edini 1s elektron zlahka odcepi. Hkrati je konfiguracija helija (1s 2) zelo stabilna, zaradi česar je kemično neaktiven.
Pri elementih a-podskupin so zunanje elektronske lupine atomov zapolnjene (pri čemer je n enako periodičnemu številu), zato se lastnosti teh elementov opazno spreminjajo z naraščanjem Z. Tako je v drugi periodi litij (konfiguracija 2s) aktivna kovina, ki zlahka izgubi en valenčni elektron; berilij (2s 2) je tudi kovina, vendar manj aktivna zaradi dejstva, da so njeni zunanji elektroni trdneje vezani na jedro. Nadalje ima bor (2s 2 p) šibko izražen kovinski značaj in vsi nadaljnji elementi druge periode, v kateri nastane podlupina 2p, so že nekovine. Osemelektronska konfiguracija zunanje elektronske lupine neona (2s 2 p 6) - inertnega plina - je zelo močna.
Kemijske lastnosti elementov drugega obdobja so razložene z željo njihovih atomov, da pridobijo elektronsko konfiguracijo najbližjega inertnega plina (konfiguracija helija za elemente od litija do ogljika ali konfiguracija neona za elemente od ogljika do fluora). Zato na primer kisik ne more imeti višjega oksidacijskega stanja, ki je enako številu skupine: navsezadnje mu je lažje doseči neonsko konfiguracijo s pridobivanjem dodatnih elektronov. Enaka narava spremembe lastnosti se kaže v elementih tretje dobe ter v s- in p-elementih vseh naslednjih obdobij. Hkrati se slabitev moči vezi med zunanjimi elektroni in jedrom v a-podskupinah z naraščanjem Z kaže v lastnostih ustreznih elementov. Torej je pri s-elementih opazno povečanje kemijske aktivnosti z naraščanjem Z, pri p-elementih pa povečanje kovinskih lastnosti.
V atomih prehodnih d-elementov se prej nedokončane lupine dopolnijo z vrednostjo glavnega kvantnega števila n, ki je ena manjša od številke obdobja. Z nekaterimi izjemami je konfiguracija zunanjih elektronskih lupin atomov prehodnih elementov ns 2 . Zato so vsi d-elementi kovine in zato spremembe lastnosti d-elementov z naraščanjem Z niso tako ostre, kot jih opazimo pri s- in p-elementih. V višjih oksidacijskih stopnjah imajo d-elementi določeno podobnost s p-elementi ustreznih skupin periodnega sistema.
Značilnosti lastnosti elementov triad (VIIIb-podskupina) so razložene z dejstvom, da so b-podlupine blizu dokončanja. Zato kovine železa, kobalta, niklja in platine praviloma niso nagnjene k dajanju spojin višjih oksidacijskih stanj. Izjema sta le rutenij in osmij, ki dajeta oksida RuO 4 in OsO 4 . Za elemente Ib- in IIb-podskupin se d-podlupina dejansko izkaže za popolno. Zato imajo oksidacijska stanja, ki so enaka številu skupine.
V atomih lantanoidov in aktinidov (vsi so kovine) pride do dokončanja prej nepopolnih elektronskih lupin z vrednostjo glavnega kvantnega števila n, ki je dve enoti manjša od števila obdobja. V atomih teh elementov ostane konfiguracija zunanje elektronske lupine (ns 2) nespremenjena, tretja zunanja lupina N pa je napolnjena s 4f elektroni. Zato so si lantanidi tako podobni.
Za aktinoide je situacija bolj zapletena. V atomih elementov z Z = 90–95 lahko elektrona 6d in 5f sodelujeta v kemičnih interakcijah. Zato imajo aktinoidi veliko več oksidacijskih stanj. Na primer za neptunij, plutonij in americij so znane spojine, kjer ti elementi delujejo v heptavalentnem stanju. V trivalentnem stanju postanejo stabilni le elementi, ki se začnejo s kurijem (Z = 96), a tudi tu obstajajo nekatere posebnosti. Tako se lastnosti aktinidov bistveno razlikujejo od lastnosti lantanidov, zato obeh družin ne moremo šteti za podobni.
Družina aktinidov se konča z elementom z Z = 103 (lavrencij). Ocena kemijskih lastnosti kurchatovija (Z = 104) in nilsborija (Z = 105) kaže, da bi morala biti ta elementa analoga hafnija oziroma tantala. Zato znanstveniki verjamejo, da se po družini aktinidov v atomih začne sistematično polnjenje podlupine 6d. Kemična narava elementov z Z = 106–110 ni bila eksperimentalno ovrednotena.
Končno število elementov, ki jih pokriva periodni sistem, ni znano. Problem njegove zgornje meje je morda glavna uganka periodičnega sistema. Najtežji element v naravi je plutonij (Z = 94). Dosežena meja umetne jedrske fuzije je element z atomskim številom 110. Ostaja vprašanje, ali bo mogoče dobiti elemente z višjimi atomskimi števili, katere in koliko? Nanj še ni mogoče odgovoriti z gotovostjo.
Z najzahtevnejšimi izračuni, ki so jih izvajali na elektronskih računalnikih, so znanstveniki skušali ugotoviti strukturo atomov in ovrednotiti najpomembnejše lastnosti »superelementov«, do ogromnih serijskih številk (Z = 172 in celo Z = 184). Dobljeni rezultati so bili precej nepričakovani. Na primer, v atomu elementa z Z = 121 se pričakuje pojav 8p elektrona; to je potem, ko je bila končana tvorba podlupine 8s v atomih z Z = 119 in 120. Toda pojav p-elektronov po s-elektronih opazimo le v atomih elementov druge in tretje dobe. Izračuni tudi kažejo, da v elementih hipotetične osme periode poteka zapolnjevanje elektronskih lupin in podlupin atomov v zelo zapletenem in svojevrstnem zaporedju. Zato je vrednotenje lastnosti ustreznih elementov zelo težaven problem. Zdi se, da bi moralo osmo obdobje vsebovati 50 elementov (Z = 119–168), vendar bi se po izračunih moralo končati pri elementu z Z = 164, torej 4 zaporedne številke prej. In "eksotično" deveto obdobje, se je izkazalo, mora biti sestavljeno iz 8 elementov. Tukaj je njegov "elektronski" rekord: 9s 2 8p 4 9p 2. Z drugimi besedami, vseboval bi samo 8 elementov, kot sta drugo in tretje obdobje.
Kako resnični bi bili izračuni, narejeni s pomočjo računalnika, je težko reči. Če pa bi bili potrjeni, bi bilo treba resno pregledati vzorce, na katerih temelji periodični sistem elementov in njegovo strukturo.
Periodični sistem je igral in še vedno igra veliko vlogo pri razvoju različnih področij naravoslovja. To je bil najpomembnejši dosežek atomske in molekularne znanosti, ki je prispeval k nastanku sodobnega pojma "kemični element" in izpopolnitvi konceptov preprostih snovi in spojin.
Zakoni, ki jih je razkril periodični sistem, so pomembno vplivali na razvoj teorije o strukturi atomov, odkritje izotopov in nastanek idej o jedrski periodičnosti. Strogo znanstvena postavitev problema napovedovanja v kemiji je povezana s periodnim sistemom. To se je pokazalo v napovedovanju obstoja in lastnosti neznanih elementov ter novih značilnostih kemičnega obnašanja že odkritih elementov. Zdaj je periodični sistem temelj kemije, predvsem anorganske, ki bistveno pomaga pri reševanju problema kemijske sinteze snovi z vnaprej določenimi lastnostmi, razvoju novih polprevodniških materialov, izbiri specifičnih katalizatorjev za različne kemijske procese itd. In končno, periodni sistem je osnova poučevanja kemije.
VOAD 2o13, pomoč, vsaj par stvari je res potrebnih1. Za inertne elemente je značilna lastnost: a) pri interakciji z vodo tvorijo alkalije; c) pasivnonye, nedejaven; b) pri interakciji s kovinami tvorijo soli; d) značilne kovine; 2. Kovina, ki jo lahko uporabimo za pridobivanje vodika (z reakcijo s kislino): a) Zn; b) Pt; c) Au; d) Hg; e) Cu; 3. Bazični oksidi in hidroksidi medsebojno delujejo z: a) kislinami; b) razlogi; c) kisline in alkalije; 4. Od zgoraj navzdol v glavnih podskupinah se nekovinske lastnosti: a) povečajo b) oslabijo c) ostanejo nespremenjene 5. Element glavne podskupine IV.skupine: a) žveplo b) titan c) silicij d) krom 6 Število elektronov na zadnjem energijskem nivoju je določeno z: a) zaporedno številko b) številko periode c) številko skupine 7. Enako je v strukturi atomov elementov z zaporedno številko 19 in 32: a) skupno število elektronov; c) število elektronskih nivojev; d) število elektronov na zadnjem energijskem nivoju; b) število nevtronov; 8. Element z elektronsko formulo 1s22s22p6: a) neon; b) brom; c) kalcij; d) berilij; 9. Atom natrija ima elektronsko formulo: a) 1s22s22p1 b) 1s22s22p63s1 c) 1s22s22p63s2 10. Atom katerega elementa ima naslednjo zgradbo zadnje energijske stopnje ... 3s23p2: a) ogljik; b) brom; c) silicij; d) fosfor; 11. Število neparnih elektronov vsebuje elektronska ovojnica elementa št. 16 (žveplo): a) 1; b) 2; pri 3; d) 4; 12. Zaporedna številka elementa, katerega atomi so sposobni tvoriti najvišji oksid vrste RO: a) št. 11 (natrij); b) št. 12 (magnezij); c) št. 14 (silicij); 13. Element z elektronsko formulo 1s22s22p3 tvori hlapno vodikovo spojino vrste: a) RH4; b) RH3; c) RH2; d) RH; 14. Prostornina 4 mol vodika pri normalnih pogojih: b) 44,8 l; c) 67,2 l; d) 89,6 l; e) 112 l; 15. Element se nahaja v obdobju II. Valenca v višjem oksidu in hidroksidu je I. Spojina kaže bazične lastnosti. Ta element ... a) berilij b) magnezij c) litij d) fluor 16. Največja valenca klora (št. 17): a) IV b) V c) VII d) VIII 17. Najmanjša valenca arzena ( Št. 33): a) IV b) III c) V d) VII 18. Molekulska masa soli, dobljene z interakcijo dveh višjih oksidov elementov s konfiguracijo atoma v njih, 1s22s22p3 oziroma 1s22s22p63s1: a) 85; b) 111; c) 63; d) 101; e) 164; 19. Določite formulo snovi "X", ki nastane kot posledica transformacij: N2 → N2O5 A; Ba → BaO B; A + B → X + D; a) HNO3 b) Ba(OH)2 c) Ba (NO3)2 d) BaSO4 e) BaOHNO3 b) 3; pri 4; d) 5; e) 6; 21. Molska masa kalijevega oksida (v g/mol): a) 55; b) 56; c) 74; d) 94; e) 112; 22. Število molov aluminijevega oksida, ki sestavljajo 204 g te spojine: a) 1; b) 2; pri 3; d) 4; e) 5; 23. Količina toplote, ki se sprosti pri zgorevanju 2 g premoga (enačba termokemijske reakcije C + O2 = CO2 + 402,24 kJ): a) 67,04 kJ; b) 134,08 kJ; c) 200 kJ; d) 201,12 kJ; e) 301,68 kJ; 24. Pri normalnih pogojih ima 44,8 litra kisika maso: a) 8 g; b) 16 g; c) 32 g; d) 64 g; e) 128 g; 25. Masni delež vodika v spojini PH3 je: a) 5,4 %; b) 7,42 %; c) 8,82 %; d) 78,5 %; e) 82,2 %; 26. Masni delež kisika v spojini EO3 je 60 %. Ime elementa E v spojini: a) dušik; b) fosfor; c) žveplo; d) silicij; e) selen; 27. Pri interakciji natrija z 72 g vode se je sprostil vodik s prostornino (n.o.): a) 11,2 l; b) 22,4 l; c) 44,8 l; d) 67,2 l; e) 112 l; 28. Masa klorovodikove kisline, ki je potrebna za pridobitev 224 litrov vodika (n.o.): (Ва + 2HCl = ВаCl2 + H2): a) 219 g; b) 109,5 g; c) 730 g; d) 64 g; e) 365 g; 29. Masa natrijevega hidroksida, ki ga vsebuje 200 g 30 % raztopine: a) 146 g; b) 196 g; c) 60 g; d) 6 g; e) 200 g; 30. Masa soli, ki nastane pri interakciji natrijevega hidroksida s 400 g 75 % raztopine žveplove kisline: a) 146 g; b) 196 g; c) 360 g; d) 435 g; e) 200 g;
) Položaj elementa litija v periodnem sistemu D. I. Mendelejeva1) Položaj elementa aluminija v periodnem sistemu D. I. Mendelejeva in zgradba njegovih atomov 2) Narava preproste snovi (kovina, nekovina) 3) Primerjava lastnosti preproste snovi z lastnostmi preproste snovi, ki jih tvorijo sosednji elementi v podskupini 4) Primerjava lastnosti preproste snovi z lastnostmi preprostih snovi, ki jih tvorijo elementi, ki so sosednji v obdobju 5) Sestava višjega oksida, njegov značaj (bazičen, kisli, amfoteren) 6) Sestava višjega hidroksida njegovega značaja (kislina, ki vsebuje kislino, bazo, amfoterni hidroksid) 7) sestava hlapne vodikove spojine (za nekovine)
1. Kovinske lastnosti elementov skupine II z naraščajočo zaporedno številko 1) zmanjšajo 2) povečajo 3) ne spremenijo 4) občasno spremenijo 2.Fosfor je oksidant v reakciji: 1) 3Mg+2H3PO4=Mg3(PO4)2+3H2 2) P2O3+O2=P2O5 3) 3Mg+2P=Mg3P2 4) 2P+3Cl2=2PCl3 3. Oba ne delujeta z voda pri sobni temperaturi kovine: 1) cink in železo 2) baker in zlato 3) natrij in živo srebro 4) kalij in kalcij 4. Pri reakciji 1) natrijevega oksida in sproščanja nastanejo Na + ioni in sprošča vodikov plin voda 2) natrijev oksid s klorovodikovo kislino 3) natrijev klorid z vodo 4) natrijev s klorovodikovo kislino. 5. Pri interakciji s kisikom vse kovine skupine 1) litij, natrij 2) kalcij, stroncij 3) barij, kalij 4) kalij, magnezij tvorijo okside 6. Koeficient pred formulo oksidanta v enačbi natrija z klor 1) 1 2) 2 3) 3 4) 4 7. Če sta produkta reakcije železov sulfat (II) in voda, potem sta reagenta 1) železov oksid (II) in žveplov oksid (IV) 2) bakrov sulfat ( II) in železov klorid (II) 3) železo in žveplova kislina 4) železov (II) hidroksid in žveplova kislina 8. Litij se ne uporablja za izpodrivanje natrija iz vodne raztopine njegove soli, saj 1) medsebojno deluje z vodo 2) je v nizu aktivnosti levo od bakra 3) manj močno redukcijsko sredstvo kot natrij 4) zlahka oksidira na zraku.
Na sl. 15.4 prikazuje lokacijo v periodnem sistemu petih elementov skupine IV. Tako kot elementi III. skupine spadajo med p-elemente. Atomi vseh elementov skupine IV imajo enako elektronsko konfiguracijo zunanje lupine: . V tabeli. 15.4 prikazuje specifično elektronsko konfiguracijo atomov in nekatere lastnosti elementov skupine IV. Te in druge fizikalne in kemijske lastnosti elementov skupine IV so povezane z njihovo strukturo, in sicer: ogljik (v obliki diamanta), silicij in germanij imajo okvirno kristalno diamantu podobno strukturo (glej razdelek 3.2); kositer in svinec imata kovinsko strukturo (kubik s ploskvami, glej tudi razdelek 3.2).
riž. 15.4. Položaj elementov skupine IV v periodnem sistemu.
Pri premikanju po skupini navzdol se atomski radij elementov poveča in vez med atomi oslabi. Zaradi zaporedno naraščajoče delokalizacije elektronov v zunanjih atomskih lupinah prihaja v isto smer tudi do povečanja električne prevodnosti elementov skupine IV. Njihove lastnosti
Tabela 15.4. Elektronske konfiguracije in fizikalne lastnosti elementov skupine IV
postopoma prehajajo iz nekovinskih v kovinske: ogljik je nekovinski element in je v obliki diamanta izolator (dielektrik); silicij in germanij sta polprevodnika; kositer in svinec sta kovini in dobra prevodnika.
Zaradi povečanja velikosti atomov med prehodom iz elementov zgornjega dela skupine v elemente njenega spodnjega dela pride do postopnega slabljenja vezi med atomi in s tem do zmanjšanja taljenja. točka in vrelišče, kot tudi trdota elementov.
Alotropija
Silicij, germanij in svinec obstajajo samo v eni strukturni obliki. Vendar pa ogljik in kositer obstajata v več strukturnih oblikah. Različne strukturne oblike enega elementa imenujemo alotropi (glej poglavje 3.2).
Ogljik ima dva alotropa: diamant in grafit. Njihova struktura je opisana v odd. 3.2. Ogljikova alotropija je primer monotropije, za katero so značilne naslednje lastnosti: 1) alotropi lahko obstajajo v določenem območju temperatur in tlakov (na primer tako diamant kot grafit obstajata pri sobni temperaturi in atmosferskem tlaku); 2) ni prehodne temperature, pri kateri bi en alotrop prešel v drugega; 3) en alotrop je stabilnejši od drugega. Na primer, grafit je bolj odporen kot diamant. Manj stabilne oblike imenujemo metastabilne. Zato je diamant metastabilen alotrop (ali monotrop) ogljika.
Ogljik lahko še vedno obstaja v drugih oblikah, ki vključujejo oglje, koks in saje. Vse so surove oblike ogljika. Včasih jih imenujemo amorfne oblike, prej pa je veljalo, da predstavljajo tretjo alotropno obliko ogljika. Izraz amorfen pomeni brezoblično. Zdaj je bilo ugotovljeno, da "amorfni" ogljik ni nič drugega kot mikrokristalni grafit.
Kositer obstaja v treh alotropskih oblikah. Imenujemo jih: sivi kositer (a-kositer), beli kositer (P-kositer) in rombični kositer (y-kositer). Alotropija te vrste, kot je alotropija kositra, se imenuje enantiotropija. Zanj so značilne naslednje značilnosti: 1) pretvorba enega alotropa v drugega se pojavi pri določeni temperaturi, imenovani prehodna temperatura; Na primer
Diamantna struktura Kovinska (polprevodniška) struktura 2) vsak alotrop je stabilen le v določenem temperaturnem območju.
Reaktivnost elementov skupine IV
Reaktivnost elementov skupine IV kot celote se poveča pri prehodu v nižji del skupine, od ogljika do svinca. V elektrokemičnem nizu napetosti se nad vodikom nahajata samo kositer in svinec (glej razdelek 10.3). Svinec zelo počasi reagira z razredčenimi kislinami, pri čemer se sprošča vodik. Reakcija med kositrom in razredčeno kislino poteka zmerno.
Ogljik se oksidira z vročimi koncentriranimi kislinami, kot sta koncentrirana dušikova kislina in koncentrirana žveplova kislina.
Glavna podskupina IV. skupine periodnega sistema elementov so ogljik, silicij, germanij, kositer in svinec. Element Število Atomska masa Elektronska konfiguracija Ogljik b 12,011 l.v!2r2/>; Silicij 14 28,085 1 n-22.ug2/>n3n-33/s- Germanij 32 72,59 Il-22.r/v3pV4.r4p2 >Mg Svinec 82 207,2
Elektronska konfiguracija./^-elementi.
Zunanji elektronski škrlat vsebuje po štiri elektrone, elektronska formula zunanje plasti je pLir1. Ogljik in silicij sta nekovine, germanij, kositer in svinec pa prehodni elementi.
Lastnosti. Elementi te podskupine tvorijo okside s splošno formulo RO in RO ter vodikove spojine s formulo RH4. Od ogljika do svinca se lastnosti oksidov spreminjajo od kislih (CO, SiO,) do amfoternih (SnO, PbO,). PbO in SnO sta glavna oksida. Od ogljika do svinca se moč vodikovih spojin zmanjšuje. Spremeni se tudi narava hidratov: na primer H, CO,. H, SiO)-šibke kisline: Pb(OH), Sn(OH), Ge(OH), amfoterne baze. V podskupini se z naraščajočo zaporedno številko ionizacijska energija zmanjšuje in atomski radij povečuje, to pomeni, da nekovinske lastnosti oslabijo, kovinske pa se povečajo.
Najdba v naravi. Silicij se ne pojavlja v prosti obliki, pojavlja se le v obliki spojin. Najbolj stabilna silicijeva spojina je silicijev oksid (IV) ali silicijev dioksid. Kristalni silicijev dioksid se v naravi nahaja predvsem v obliki minerala kremena. Na dnu morij so usedline tankega poroznega amorfnega silicijevega dioksida, ki se imenuje tripoli, kieselguhr ali diatomejska zemlja. Silicij je sestavni del glinenca, sljude, gline, azbesta
fizične lastnosti. Silicij je temno siva snov s kovinskim leskom. Je krhek in tako kot ogljik ognjevzdržen. Ima polprevodniške lastnosti.
Kemijske lastnosti. Reducent. Reagira neposredno samo s fluorom: Si + 2F, = SiF4 (silicijev fluorid).
Silicij ne deluje s kislinami (razen z mešanico fluorovodikove in dušikove kisline), medtem ko zelo močno reagira z alkalijami: Si + 2NaOH + H, 0 = Na, SiO, + + 2H, T.
Pri segrevanju se silicij poveže s kisikom: Si + O, \u003d SiO,.
Silicij tvori z vodikom tudi spojino - silan: SiH4: Si + 2H, = SiH4.
Z ogljikom silicij tvori karborund (silicijev karbid) – kristalno snov, zgrajeno kot diamant: Si02 + 2C = SiC + CO2.
Silicijeve spojine s kovinami imenujemo silicidi: Si + 2Mg = Mg, Si (magnezijev silicid).
Aplikacija. Silicij se uporablja predvsem za izdelavo polprevodniških naprav, proizvodnjo zlitin in redukcijo kovin iz oksidov.
potrdilo o prejemu. Silicij dobimo z njegovo redukcijo iz kremena: SiO, + 2Mg = 2MgO + Si.
V industriji kremen reducirajo s premogom v električnih pečeh: SiO + 2C = Si + 2CO.
Silicijeve spojine
Silicijev oksid (IV) in silicijev dioksid.
Trdna, zelo ognjevzdržna kristalna snov, netopna v vodi in z njo ne deluje. Po kemijskih lastnostih spada silicijev oksid (IV) med kisle okside. Samo fluorovodikova kislina neposredno reagira s silicijevim (IV) oksidom: SiO, + 4HF = SiF4 + 2H.O.
Pri spajanju silicijevega oksida (IV) z alkalijami, bazičnimi oksidi in karbonati nastanejo soli silicijeve kisline - silikati:
SiO, + 2NaOH = Na, SiO, + H, 0; SiO, + CaO = CaSiO,;
Si02 + K2CO, = K,Si03 + CO,T.
Silicijeva kislina. Nanaša se na šibke kisline; zmerno topen v vodi. Molekule silicijeve kisline v vodnih raztopinah praktično ne disociirajo. Formula H,Si03 je pogojna. Pravzaprav kremenčeva kislina obstaja v obliki spojine (H, SiOJn ali polisilicijeve kisline. Pri dolgotrajnem skladiščenju se molekule vode odcepijo od silicijeve kisline in ta se spremeni v SiO. Pri segrevanju tudi silicijeva kislina razpade v silicijev oksid (IV) in voda: H2Si03 \u003d H20 + SiO,.
silikatno industrijo
Silikatna industrija združuje predvsem proizvodnjo keramike, stekla in cementa.
Proizvodnja keramike. Keramika - materiali in izdelki iz ognjevzdržnih snovi - glina, karbidi in oksidi nekaterih kovin. Keramični izdelki vključujejo opeko, ploščice, fasadne ploščice, fajanso, porcelan in fajanso.
Postopek izdelave keramičnih izdelkov je sestavljen iz priprave keramične mase, oblikovanja, sušenja in žganja. Med žganjem pride do sintranja zaradi kemičnih reakcij v trdni fazi. Praženje običajno poteka pri temperaturi 900 °C. Sintranje poteka po strogo določenem režimu in vodi do proizvodnje materiala z želenimi lastnostmi. Proizvodnja stekla. Okensko steklo je sestavljeno predvsem iz natrijevih in kalijevih silikatov, spojenih s silicijevim (IV) oksidom. sestava je približno izražena s formulo Na20 CaO 6Si02. Surovine za njegovo proizvodnjo so beli pesek, soda, apnenec ali kreda. Ko se te snovi spojijo, pride do naslednjih reakcij:
CaCO, + SiO, = CaSiO, + CO, T; Na,COi + SiO, = Na,SiO, + CO,1\
Natrijevi in kalcijevi silikati se skupaj s kremenom stopijo v maso, ki se postopoma ohlaja:
Na,SiO, + CaSiO, + 4SiO, = Nap CaO CSiOr
Proizvodnja cementa. Cement je eden najpomembnejših materialov, ki jih proizvaja silikatna industrija. V velikih količinah se uporablja pri gradbenih delih. Navadni cement (silikatni cement ali portlandski cement) se pridobiva z žganjem mešanice gline in apnenca. Med žganjem cementne mešanice kalcijev karbonat razpade na ogljikov monoksid (IV) in kalcijev oksid: slednji medsebojno deluje z glino. V tem primeru nastanejo silikati in kalcijevi aluminati.
