أصبح النظام الدوري واحدا من أهم مصادر المعلومات حول العناصر الكيميائية التي شكلها بها. مواد بسيطةآه والاتصالات.

خلق Dmitry Ivanovich Mendeleev نظاما دوريا في عملية العمل على كتابه المدرسي "أساسيات الكيمياء"، وتحقيق أقصى قدر من المنطقي في عرض المواد. تم تسمية نمط تغيير خصائص العناصر التي تشكل النظام القانون الدوري.

وفقا للقانون الدوري الذي صاغه Mendeleev في عام 1869، العقارات العناصر الكيميائية في الاعتماد الدوري على جماهيرهم الذرية. وهذا هو، بزيادة في الكتلة الذرية النسبية، تتكرر خصائص العناصر بشكل دوري (بدقة أكثر، مواد تشكلت عناصر، ولكن هذا غالبا ما يتم تخفيضه بقول "خصائص العناصر").

قارن بين: وتيرة تغيير مواسم السنة مع مرور الوقت.

ينتهك هذا النمط في بعض الأحيان، على سبيل المثال، يتجاوز الأرجون (غاز خامل) كتلة البوتاسيوم القادم (المعادن القلوية). تم شرح هذا التناقض في عام 1914 في دراسة هيكل الذرة. لا يكون عدد التسلسل للعنصر في النظام الدوري مجرد تسلسل، ولديه معنى مادي - يساوي تهمة نواة الذرة. لذا
الصياغة الحديثة للقانون الدوري أصوات مثل هذا:
خصائص العناصر الكيميائية، وكذلك المواد التي تشكلها في الاعتماد الدوري على تهمة الأساسية الذرية.

هذه الفترة هي سلسلة من العناصر الموجودة في ترتيب تصاعدي لشحن نواة الذرة، بدءا من المعادن القلوية ونهاية الغاز الخامل.

في هذه الفترة، مع زيادة في تهمة النواة، فإن الكهربي للعنصر ينمو، وخصائص المعادن (الاسترداد) تضعف وخصائص غير معدنية (مؤكسدة) للمواد البسيطة تنمو. وبالتالي، تبدأ الفترة الثانية بالمعادن القلوية عن طريق الليثيوم، تليها البريليوم، مما يجعل خصائص أمفوترية، البورون - nonmetall، إلخ. في نهاية الفلورين - الهالوجين والنيون - غاز خامل.

(الفترة الثالثة تبدأ مرة أخرى مع المعادن القلوية - وهذا هو التردد)
1-3 فترات صغيرة (تحتوي على صف واحد: 2 أو 8 عناصر)، 4-7 - فترات كبيرة، تتكون من 18 عنصرا أو أكثر.

من خلال تشكيل النظام الدوري، Mendeleev United العنصر المعروفة في ذلك الوقت، والتي لها أوجه التشابه للأعمدة الرأسية. المجموعات هي الأعمدة الرأسية للعناصر التي لديها، كقاعدة عامة، التكافؤ في أعلى عدد متساو من الأكسيد من المجموعة. تنقسم المجموعة إلى مجموعتين فرعي:

تحتوي المجموعات الفرعية الرئيسية على عناصر من الفترات الصغيرة والكبيرة، والأسر النموذجية ذات الخصائص المماثلة (المعادن القلوية - أنا هالوجينز - السابع غازات خاملة - VIII A).

(توجد علامات كيميائية للعناصر من المجموعات الفرعية الرئيسية في النظام الدوري تحت الحرف "أ" أو، في الجداول القديمة جدا، حيث لا توجد أحرف A و B - تحت عنصر الفترة الثانية)
تحتوي المجموعات الفرعية الجانبية على عناصر من فترات كبيرة، وتسمىها المعادن الانتقالية.

(تحت الرسالة "ب" أو "ب")
في المجموعات الفرعية الرئيسية مع زيادة تهمة النواة ( العدد الذري) خصائص المعادن (التصالحية) تنمو.

• 
  دورية قانون و دورية النظام المواد الكيميائية عناصر د.. و. mendeleev.. القوانين يتغيرون الخصائص عناصر صغير فترات و رئيسي مجموعات فرعية في التبعيات من عند معهم ترتيبي (الذري) غرف.


• 
  دورية قانون و دورية النظام المواد الكيميائية عناصر د.. و. mendeleev.. القوانين يتغيرون الخصائص عناصر صغير فترات و رئيسي مجموعات فرعية في التبعيات من عند معهم ترتيبي (الذري) غرف.


• 
  القوانين يتغيرون الخصائص عناصر صغير فترات و رئيسي مجموعات فرعية في التبعيات من عند معهم ترتيبي (الذري) غرف.
  هيكل القذائف الإلكترونية الذرات ال 20 الأولى. المواد الكيميائية عناصر دورية نظم د.. و. mendeleev..


• 
  بنية الذرات المواد الكيميائية عناصروبعد بنية الذري الذرات ال 20 الأولى. المواد الكيميائية عناصر دورية نظم د.. و. mendeleev..


• 
  1. اتصالات الذرات الكربون (الكربون) مع بعضها البعض وغيرها عناصر دورية نظم د.. و. mendeleev.وبعد في الوقت نفسه، يتم تشكيل سلاسل ودورات. 2. ذرة يمكن أن يكون الكربون في ثلاث دول مختلفة مختلطة.


• 
  ... (على سبيل المثال، دورية قانون و دورية النظام المواد الكيميائية عناصر د..و.mendeleev.، نظرية البناء مركبات العضوية د...m.butlerova، اكتشاف. القوانين الديناميكا الحرارية والتشكيل والتنمية المواد الكيميائية الحركية، إلخ)


• 
  بنية الذرات المواد الكيميائية عناصروبعد بنية الذري نواة. هيكل القذائف الإلكترونية الذرات ال 20 الأولى. المواد الكيميائية عناصر دورية نظم د.. و. mendeleev..


• 
  مع النظر المواد الكيميائية اختيار وتركيب المواد المصدر اختيار التصميم الأكثر عقلانية للمنتجات وتعيين الأوساط الأمثل للعمليات التكنولوجية معهم تصنيع. في التبعيات من عند الحجم والهيكلية عناصر تميز ...


• 
  6. القوانين تؤخذ الإيقاعات البيولوجية في الاعتبار في الوقاية والتشخيص والعلاج للأمراض.
  الإيقاعات الفسيولوجية تميل إلى أن يكون فترات من جزء صغير من الثانية إلى بضع دقائق (إيقاعات الضغط
  إيقاع عالمي منشأه على قيد الحياة نظم.


• 
  المواد الكيميائية الخصائصوبعد الأكثر أهمية المشتركة المواد الكيميائية الخصائص الهيدروكربونات العطرية معهم الميل إلى ردود الفعل على الاستبدال والقوة العالية لنواة البنزين.

وجدت أيضا صفحة: 10

تجلى الخصائص الكيميائية للعناصر في تفاعل ذراتها. يعكس النظام الدوري للعناصر التغيير الطبيعي في هذه الخصائص.

أنواع تكوينات مستويات الطاقة الخارجية من الذرات تحدد السمات الرئيسية للسلوك الكيميائي للعناصر. هذه الميزات محددة لعناصر المجموعات الفرعية الرئيسية (عناصر S- و P-P-)، مجموعات فرعية جانبية (- عناصر) وعناصر (Lantanoids و Actinoids).

شغل عناصر الفترة الأولى (H وليس) مكانا خاصا. يتم تفسير النشاط الكيميائي العالي للهيدروجين الذري في القدرة على إعطاء الإلكترون الوحيد بسهولة، في حين أن التكوين الإلكتروني لذرة الهيليوم مستقرة للغاية، مما يؤدي إلى إملائيها الكيميائي.

نظرا لأن عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية تملأ مستويات الطاقة الخارجية (مع فترة متساوية من الفترة)، فإن خصائص العناصر تتغير بشكل كبير حيث يزيد عدد التسلسل، في الفترة الثانية (التكوين هو المعدن النشط كيميائيا، بسهولة فقدان الإلكترون بسهولة، هو أيضا معدن، ولكن أقل نشاطا. يتم التعبير عن الطبيعة المعدنية للعنصر التالي ضعيف، وكل العناصر اللاحقة في الفترة الثانية، والتي تحدث، تحدث InProduction، غير المعادن بالفعل.

التكوين الثماني الإلكترون لمستوى الطاقة الخارجي متين للغاية، لذلك النيون الغاز النبيل.

لوحظ طبيعة مماثلة للتغيير في العقارات في عناصر الفترة الثالثة، وكذلك عناصر جميع الفترات اللاحقة. ومع ذلك، فإن إضعاف قوة اتصال الإلكترونات الخارجية مع النواة في عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية لأنها تنمو بطريقة معينة تؤثر على ممتلكاتها. وبالتالي، فإن عناصر P من نفس المجموعة يمثل صعود العقارات المعدنية. في المجموعة الفرعية الرئيسية لمجموعة الثامن، يتم إضعاف استقرار التكوين (على أنه متزايد)، نتيجة لذلك، يكتسب Crypton (الفترة الرابعة) القدرة على تشكيل المركبات الكيميائية.

يرتبط خصوصية عناصر الفترات الرابعة - الفترات السادسة بحقيقة أنها مفصولة عن العناصر التي لديها مجموعات العناصر، في ذرات مستويات الطاقة السابقة التي تملأها.

في عناصر المدوب الفرعي الجانبي، يتم إكمال المستويات غير المكتملة، فإن العدد الكمي الرئيسي للإلكترونات لكل وحدة أقل من رقم الفترة. تكوين مستويات الطاقة الخارجية من العناصر D، كقاعدة عامة، جميع العناصر D المعادن.

دراسات تجريبية أنشأت إدمان

تين. 1.7. اعتماد طاقة التأين الأولى من رقم التسلسل لعنصر Z

مادة كيميائية الخصائص الفيزيائية عناصر من موقعها في النظام الدوري.

طاقة التأين.

أهم سمة العنصر المرتبطة مباشرة بالهيكل الإلكتروني للذرة هي طاقة التأين.

يطلق على طاقة التأين الطاقة التي يجب إنفاقها لفصل الإلكترون وإزالته من أيون أو جزيء. يتم التعبير عن طاقة التأثيرات في جول أو المتداول الإلكترونية، EV. الطاقة المؤيدة هي مقياس للقدرة التصالحية للذرة. أدنى قيمة طاقة التأين، كلما ارتفعت قدرة الذرة الذرية. الذرات، وفقدان الإلكترونات، تتحول إلى أيونات مشحونة إيجابية. للحصول على ذرة أو أيون معينة، فإن الطاقة المطلوبة لفصل وإزالة الإلكترون الأول يسمى أول طاقة المؤين للطاقة التؤين الثانية الثانية

تزداد قوة التأين بالترتيب التالي: عند إزالة الإلكترون من ذرة إيثيل إلكترونيات يحدث بسهولة أكبر من أيون. في التين. 1.7 الاعتماد على رقم تسلسل العنصر حادة ماكسيما يتوافق مع ذرات الغازات النبيلة، والتي لديها التكوين الإلكترونية الأكثر استقرارا من الحد الأدنى من منحنى الحد الأدنى من القلويات المعدنية، التي تكتسب ذراتها، مما يمنح أوملكيكتون من المستوى الخارجي، من ذرة الغاز النبيلة السابقة. وهكذا، فترات على المنحنى الشكل. 1.7 تتوافق تماما مع فترات نظام Mendeleev. في غضون فترة واحدة، فإنها لا تغير رتابة. على المنحنى، الثانوية أقل حادة ماكسيما المقابلة للمنحنى

ملء - الإنتاج في عناصر المجموعة الثانية. في العناصر التالية من مجموعة المجموعة الثالثة من المجموعة، مظهر أول مرة، مما يقلل من طاقة التأين مرة أخرى. يتوافق Maxima التالية على المنحنى مع عناصر مجموعة المجموعة التي تتوافق مع طاقة نصف ملء - Prob. في عناصر مجموعة VI الموجودة خلفها، يتم تقليل طاقة التأين مرة أخرى.

في المجموعة الثانية من النظام الدوري، ماكسيما الثانوية الحادة، مما يتوافق مع تأثير D-Supro المتراكم. داخل نفس المجموعة ذات القيمة المتزايدة، عادة ما يكون انخفاضا، وهو مرتبط بزيادة في مسافة مستوى الإلكترون الخارجي من النواة.

الإلكترون تقارب.

يسمى تقارب للإلكترون الطاقة المتميزة عند توصيل الإلكترون بالذرة أو الجزيء أو الراديكالي. يتم التعبير عنها في نفس الوحدات باعتبارها طاقة التأين.

ذرات العوامل المؤكسدة، تناول الإلكترونات، تتحول إلى أيونات مشحونة سلبا. تختلف طاقة التقارب إلى إلكترون الذرات (وكذلك طاقة التأين) بشكل طبيعي وفقا لطبيعة الهياكل الإلكترونية لذرات العناصر. في الفترات المتبقية إلى التقارب الصحيح للإلكترون والخصائص المؤكسدة للعناصر الزائدة. في مجموعات من الأعلى إلى الأسفل، يتم تقليل إنبات الإلكترون عادة.

تتميز Halogens بأعلى تقارب للإلكترون، نظرا لأن إلكترون واحد مرتبط بذرتان محايد، فسيحصل على التكوين الإلكتروني المكتمل للغاز النبيل. تتميز المعادن القلوي بانخفاض تقارب للإلكترون. لمعالجة مسألة أي من الذرات أسهل أو يتم إرفاق الإلكترون، يأخذ كلا المؤشرين في الاعتبار: طاقة التأين وتقارب للإلكترون. وفقا لمولينين، فإن هيميشمما طاقة التأين والتقارب من الإلكترون يسمى الكهربي (EO)

بالنظر إلى تعقيد تحديد حجم التقارب من الإلكترون، اقترح العالم الأمريكي Polyneg النظام العظمي، وفقا له إلكترونية من الذرات A و B على أساس طاقات الترابط من التحيز السلبي من الذرات الكهربائية بواسطة بولينغ يظهر مع. 28.

يزيد الترتيبات الكهربائية في الاتجاه من اليسار إلى اليمين لعناصر كل فترة وينخفض \u200b\u200bفي الاتجاه من أعلى إلى أسفل عناصر عناصر نفس المجموعة من نظام Mendeleev الدوري.

حجم الذرات والأيونات (راضي من الذرات والأيونات).

لا تحتوي الذرات والأيونات على حدود محددة بدقة بسبب طبيعة موجة الإلكترون. لذلك، فإن الرضوي الشرطي من الذرات والأيونات المرتبطة ببعضها البعض تحدد التواصل الكيميائي في

بلورات. في التين. 1.8 يوضح منحنى يعبر عن الاعتماد الدوري ل Radii من الذرات من رقم التسلسل للعنصر

دائرة نصف قطرها الذرات المعدنية في فترات زيادة في عدد تسلسل انخفاض العنصر، نظرا لأن عدد الطبقات الإلكترونية، تزداد تهمة النواة، وبالتالي فإن جاذبية الإلكترون لهم أعظم انخفاض في RADII يلاحظ في العناصر فترات صغيرة، والتي تحدث

تين. 1.8. اعتماد راديو من الذرات من رقم التسلسل للعنصر

ملء الإلكترونات من مستوى الطاقة الخارجية. في فترات كبيرة وعناصر هناك انخفاض أكثر سلاسة في Radii مع زيادة تهمة النواة الذرية. داخل كل مجموعة فرعية من العناصر، كقاعدة عامة، تزداد الذرات من أعلى إلى أسفل، حيث تزداد عدد مستويات الطاقة.

تختلف دائرة نصف قطرها الأيونات عن راديو من الذرات، لأنها أو فقدت عدة إلكترونات، أو تعلق على الأخير. لذلك، فإن راضي الأيونات المشحونة إيجابيا أصغر، وأصبح راديو للأيونات المشحونة سلبا أكبر من راديو الذرات المقابلة. Ion Radii هي أيضا في الاعتماد الدوري على عدد التسلسل للعنصر. على سبيل المثال، في غضون مجموعة واحدة، تزداد أيونات Radii من نفس التصلح مع عدد العناصر المتزايدة (رسوم النواة).

قيمة القانون الدوري.

اكتشاف دي ميندليف من القانون الدوري له أهمية كبيرة لتطوير الكيمياء. لخص القانون الدوري عددا كبيرا من الأنماط الطبيعية، وكان الأساس العلمي للكيمياء. بادئ ذي بدء، تمكنا من تنظيم أغنى، لكن الشظايا المتراكمة من قبل الأجيال الزمنية من الكيميائيين، وفقا لممتلكات العناصر ومركباتها، وتوضيح العديد من المفاهيم، على سبيل المثال، مفهوم "العنصر الكيميائي" و "بسيط مستوى". بحلول وقت فتح القانون الدوري، كانت 63 عنصرا معروفا. تنبأ MendeleeV بوجود العديد من العناصر غير المعروفة بحلول الوقت؛ Scandia (Ekabor)، Gallium (Ekaluminy) وألمانيا (Ekasicilius).

على عكس أسلافها، حاول أن يعطي ذلك أو أن المنهجية من العناصر، كان منديليف مقتنعا بأنه تم فتحه بموجب قانون الطبيعة، وبناء عليه، اقترب من تقييم البيانات التجريبية، وليس كلها بدا موثوقة. في بعض الحالات، بناء على القانون الدوري، تم تغييرها في ذلك الوقت الجماهير الذرية العناصر التي تم تعريفها مسبقا على أساس الأفكار الخاطئة حول تكافؤ العناصر وتكوين المركبات. على سبيل المثال، يعزى أعلى أكسيد اليورانيوم إلى التكوين بدلا من ذلك

في بعض الحالات، وضعت D. I. MendeleeV عناصر وفقا للتغيير الطبيعي في العقارات، على افتراض عدم دقة قيم جماهيرها الذرية). كانت هذه مهمة توضيح الجماهير الذرية من هذه العناصر، وبعضها، تم تصحيح الجماهير الذرية. كان في الأصل يبدو أن فتح الغازات النبيلة سيقتحم تواتر تغيير خصائص العناصر، ولكن بعد ذلك تم فتح الغازات النبيلة المتبقية، والتي تناسبها بشكل جيد في النظام الدوري.

تنبؤات العالم مبرر ببراعة. منذ ذلك الحين، القانون الدوري و نظام دوري عناصر

D. I. Mendeleev بمثابة قاعدة علمية للتنبؤ في الكيمياء. من لحظة نشر النظام الدوري للعناصر، ظهرت أكثر من 40 عنصرا جديدا فيها. بناء على القانون الدوري، تم الحصول عليها بشكل مصطنع عناصر المنظمة، بما في ذلك رقم 101 يسمى Mendeliev. جعل القانون الدوري من الممكن التنبؤ بممتلكات العناصر غير المفتوحة، على سبيل المثال، 117 و 118 و 119 و 120.

لعب القانون الدوري دورا حاسما في معرفة الهيكل المعقد للذرة. باستخدام نظام دوري للعناصر، من الممكن تحديد الثوابت Physico-الكيميائية مركبات كيميائية بناء على مقارنة القيم المعروفة. القانون الدوري - أساس الكيمياء، غير العضوية في المقام الأول؛ يساعد في حل أهداف توليفة المواد ذات الخصائص المحددة؛ تطوير مواد جديدة، ولا سيما أشباه الموصلات؛ اختيار المحفزات المحددة لمختلف العمليات الكيميائية إلخ.

مع زيادة في تهمة ذرات الذرات، هناك تغيير طبيعي في هيكلها الإلكتروني، مما يؤدي إلى تغيير طبيعي في الكيميائية والخصائص الفيزيائية لذرات العناصر التي تعتمد على الهيكل الإلكتروني (رثيوم أو نصف قطر أيون، إمكانات التأين، ذوبان، نقطة الغليان، الكثافة، التعليم القياسي enthalpy، إلخ)

التغيير الخواص الكيميائية وبعد مع وجود تفاعل كيميائي من ذرات أي عناصر، يتم الحصول على إلكترونات من الطبقات الخارجية، أكثر النواة عن بعد، الأقل ارتباطا به، في هذه العملية. عيد الحبوبعد في العناصر S و P، الإلكترون ليس سوى طبقة خارجية (S- و R-). في عناصر D، تقوم إلكترونات S-Electrons في الطبقة الخارجية (بادئ ذي بدء) و D-Electrons من طبقة الفاشلة. في عناصر F، ستكون الطبقات الخارجية الطبقات الخارجية (أولا)، وإلكترونات D-D-of the Demicirle Layer (إذا كان هناك) وإلكترونات F- الطبقة الرئاسية.

العناصر الواقعة في مجموعة فرعية واحدة من PSE، لديهم نفس هيكل واحد ( النظارات الإلكترونية) أو اثنين من الطبقات الخارجية ( النظير الإلكتروني الكامل) وتتميز بممتلكات كيميائية وثيقة، هي نظائر كيميائية.

النظر في العناصر 7 مجموعات المجموعة الفرعية الرئيسية لكن:

F. 2S 2 2P 5

CL 2S 2 2P 6 3S 2 3P 5 النظارات الإلكترونية

br. 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 5

أنا. 4S 2 4P 6 4D 10 5S 2 5P 5النظير الكامل

العناصر الموجودة في مجموعة واحدة من PSE، ولكن في pudgets مختلفةنكون النظائر الإلكترونية غير كاملة، على سبيل المثال، CL و MN، V و P، وآخرون لماذا؟

تتميز الهيكل الإلكتروني للكلور المحايد والذرات المنغنيز بالخصائص المثالية والكيميائية لهذه المواد في الدولة الحرة غير متشابه: CL هو عنصر P-Metall، والغاز النموذجي، والغاز، MN - D-Metal. الكلية والأيونات المنغنيز مع درجات الأكسدة (+7) هي بالفعل نظائر إلكترونية ولديها الكثير من المجموع في المصطلحات الكيميائية:

أكسيدات حمض سولولي

CL 2S 2 2P 6 3S 2 3P 5 CL (+7) 2S 2 2P 6 CL 2 O 7 HCLO 4 الكلور KCLO 4 البوتاسيوم بترشلورات

MN 3S 2 3P 6 3D 5 4S 2 MN (+7) 3S 2 3P 6 MN 2 O 7 HMNO 4 MANGANESE KMNO 4 Permanganate البوتاسيوم

تغيير جميل في الخصائص الكيميائية للعناصر حسب الفتراتيرتبط بتغيير طبيعي في Radii من الذرات وهيكل الطبقات الإلكترونية الخارجية ومضادات التوسيل من الذرات.

النظر في مثال العناصر 2، 3، 4 فترات.

التغيير نصف القطر الذري وبعد Atom Radii لا يمكن قياسها مباشرة. تلبية ما يسمى "دائرة نصف قطرها الفعالة"، والتي تحدد تجريبيا مثل المسافة الكتفونية للعنصر قيد الدراسة في الكريستال. أصغر نصف قطرها في Atom الهيدروجين هو 0.53 O (0.053 نانومتر)، أكبر - CS هو 0.268 نانومتر.

خلال الفترة، انخفاض نصف قطر الذرة (®)، لأن تزداد تكلفة النواة مع نفس العدد من الطبقات الإلكترونية (جاذبية الإلكترون إلى الزيادات النواة). داخل المجموعة الفرعية من هذه المجموعة، يزداد نصف قطر الذروم (¯)، لأن يزداد عدد الطبقات الإلكترونية.

الشكل 15. التغييرات في ذرات الرضوي لعناصر 2،3،4 فترات

يتكرر الميل إلى الحد من دائرة نصف قطرها في الفترة (في كل فترة)، ولكن على مستوى نوعي جديد. في فترات صغيرة، والتي تكون العناصر فقط S- و P، التغيير في دائرة نصف قطرها من العنصر من العنصر أمر مهم للغاية، نظرا لأن تغييرات الطبقة الإلكترونية الخارجية تحدث. في عناصر D الانتقالية، يتغير دائرة نصف قطرها روتانيا، نظرا لأن الهيكل الإلكتروني للطبقة الخارجية لا يتغير، ويحمي D-Orbital الداخلي النواة ويضعف تأثير الرسوم المتزايدة على الطبقات الإلكترونية الخارجية للذرة وبعد في عناصر F، يتغير الهيكل الإلكتروني طبقة أكثر عمقا، لذلك يتغير دائرة نصف قطرها أقل بكثير. انخفاض بطيء في حجم الذرة مع نمو رسوم النواة بسبب تأثير التدريع على النواة D- و F-orgital d- و f- ضغط.

فكر الآن بممتلكات مشروطة تسمى "الصياغة". تكرر اتجاه تغيير هذه الخاصية هذا الميل إلى تغيير حصيرة الذرات المعروضة في الشكل .11.

في 2، 3 فترات من العنصر إلى العنصر، تتغير الخصائص الكيميائية بشكل كبير للغاية: من المعدن النشط لي (NA) بعد خمسة عناصر إلى غير المعدنية النشطة F (CL)، نظرا لأن العنصر الذي يغير العنصر الهيكل من طبقة الإلكترون الخارجي.

في 4 فترات من العناصر S-Eyements K، يتبع CA مجموعة من عمليات الانتقال D-Metals من SC إلى ZN، تتميز ذراتها بنية غير خارجية، ولكن طبقة Antislaise، والتي كانت أقل انعكسا على التغيير في الخواص الكيميائية. بدءا من GA، يتغير طبقة الإلكترون الخارجية مرة أخرى وغير معدنية (BR) تنمو حاد.

في عناصر F، يتغير طبقة الإلكترون المقدرة، بالتالي، في العلاقة الكيميائية، هذه العناصر قريبة بشكل خاص. من هنا - المشتركة التي تجدها في الطبيعة، وصعوبات الفصل.

وبالتالي، في أي فترة من PSE، أوضح منتظم، من موقف الهيكل الإلكتروني، تغيير في الخصائص الكيميائية للعناصر (وليس التكرار البسيط للخصائص).

التغيير في طبيعة الأكسيد (على سبيل المثال 3 فترات).

أكسيد: na 2 o mgo al 2 o 3 sio 2 p 2 o 5 so 3 cl 2 o 7

1444424443 + + +

H 2 O N 2 O V 2 Oissolume 3N 2 على 2 على N 2 O

أكسيد: 2naoh MG (OH) 2 ¯ Al 2 O 3 × 3N 2 Oº2AL (OH) 3 ¯ Sio 2 × H 2 OºH 2 Sio 3 ¯ 2H 3 PO 4 H 2 SO 4 2HCLO 4

Al 2 O 3 × H 2 Oº2HALO 2 144444424444443

خصائص: قاعدة الحمض

ضعيف ضعيف ضعيف قوي جدا

(القلوي) العمل الشاق بجد

حرف

أكسيد: حمض الأمفوتي الرئيسي الرئيسي

وبالتالي، في أي فترة، تتغير طبيعة الأكسيد (وغيرها من المركبات ذات النوع الفردي) بشكل طبيعي: من الحمض الرئيسي إلى الحمض عبر AMPHOTER.

يتجلى الأمفتحية من هيدروكسيد الألومنيوم في قدرتها على الرد مع الأحماض والقواعد: آل 2 O 3 + 6HCL \u003d 2ALCL 3 + 3H 2 O؛ al 2 o 3 + 2naoh \u003d 2NAALO 2 + H 2 O.

نظرا لأن أكسيد السيليكون في الماء مباشرة لا يذوب، فإن الحمض يتوافق معه يمكن الحصول عليه بشكل غير مباشر: NA 2 Sio 3 + H 2 حتى 4 \u003d H 2 Sio 3 ¯ + NA 2 حتى 4. تتجلى الطبيعة الحمضية للأكسيد في رد الفعل مع القلويات: Sio 2 + 2naoh \u003d NA 2 Sio 3 + H 2 O.

إمكانات التأين. طاقة التأين والتآنy.

يتمتع ذرات العناصر المحايدة بتفاعلات مختلفة بالقدرة على إعطاء أو إرفاق الإلكترونات، النامية إلى أيونات إيجابية أو سلبية.

تتميز قدرة الذرات لإعطاء الإلكترونات بالقيمة إمكانات التأين

أنا (E / ATOM) أو أيون الطاقة (التأين enthalpy) DN Ioniz. (الذرات KJ / مول).

إمكانات التأين هي أن الطاقة التي تحتاج إلى أن تكون مكلفة لفصل الإلكترون من ذرة (محايدة، غير مهتم، الغازية) وتقيها إلى ما لا نهاية.

يتم تحديد طاقة التأين من قبل قصف الذرات بواسطة الإلكترونات، تسارعت في المجال الكهربائي. ثم الجهد الميداني الذي تكون فيه سرعة الإلكترون كافية للذرات المؤينة، بواسطة التأين المحتملةوبعد إمكانات التأين تساوي عدديا للطاقة المؤينة التي تم التعبير عنها في EV.

N - E \u003d N +، I \u003d 13.6 EV / Atom، 1ev \u003d 1.6.10 -22 KJ، N A \u003d 6،02.10 23

DN Ioniz. \u003d 13.6 × 1،6.10 -22 × 6.02.10 23 »1300 كيلو جي / مول

عادة، تتم مقارنة إمكانات التأين الأولى فقط، أي من أصل الإلكترون. يتطلب فصل الإلكترونات اللاحقة طاقة أكبر، على سبيل المثال، ل CA I 1 I 2 I 3 Atom

6،1111،87® 151،2.

بموجب الفترة (¾®)، تنمو إمكانات التأين، والتي ترتبط بانخفاض في دائرة نصف قطر الذرات.

في مجموعات فرعية من PSE، تتغير إمكانات التأين غير المتكافئة. في المجموعات الفرعية الرئيسية، يتم تقليل الإمكانات من الأعلى إلى الأسفل، والتي ترتبط بزيادة في دائرة نصف قطرها وتأثير النواة التدريع القذائف المقاومة الداخلية S 2 P 6. في مجموعات فرعية جانبية تزداد المحتملة المؤينة من أعلى إلى أسفل، لأن دائرة نصف قطرها يتغير قليلا، والقشرة غير الضرورية محمية بشكل سيء النواة.

عموما، بالنسبة للمعادن، تتميز القيم الصغيرة لإمكانات التأين.وبعد الذرات المعدنية تعطي بسهولة الإلكترونات (الحد الأدنى من إمكانات التأين CS، الاب)، ل nemmetalov. – قيمة كبيرة لإمكانات التأين (الحد الأقصى في F).

من بين العناصر المعروفة المزيد من المعادن. جميع s- (باستثناء ح، هو)، D- عناصر F - المعادن. بين المعادن من العناصر: al، ga، in، tl، sn، pb، bi.

الحد الأقصى للمبلغ إلكترونات التكافؤ التي يمكن للذرة "إعطاء" عند التفاعل، والحصول على الحد الأقصى درجة من الأكسدة، يتوافق مع عدد المجموعة في PSE.

3 غرام. 2S 2 2P 6 3S 2 3P 1 -3E ------- Al (+3) 2S 2 2P 6

6 غرام. S 2S 2 2P 6 3S 2 3P 4 -6E ------- S (+6) 2 ثانية 2 2P 6

6 غرام. CR 3S 2 3P 6 3D 5 4S 1 -2E ----- CR (+2) 3S 2 3P 6 3D 4 -1E ---- CR (+3) 3S 2 3P 6 3D 3 - 3 - CR (+6) 3S 2 3P 6

استثناء: F - لا درجة إيجابية من الأكسدة

o - الحد الأقصى درجة إيجابية من الأكسدة +2 فيما يتعلق 2

العناصر 1 مجموعة P / C B AU - الحد الأقصى +3

CU، AG - الحد الأقصى +2

عناصر 8 مجموعات P / G B CO، NI، RH، PD، IR، PT

القدرة الذرة على ربط الإلكترونات إلكترون تقارب الطاقة–

E (E / ATOM) أو تقارب Enthalpy من أجل الإلكترون من التقارب (CJ / MOL) هو تلك الطاقة المخصصة عند توصيل الإلكترون بالذرة غير المبررة المحايدة بتشكيل أيون مشحون سلبا.

F 2S 2 2P 5 + E \u003d F - 2S 2 2P 6 + Q

لا يمكن قياس طاقة تقارب العتاد لقياس مباشرة. حساب الطرق غير المباشرة من دورة مكافحة المولود.

عموما، nemetalla. تتميز بالقيم الكبيرة من E. في هيكل الإلكترون من ذراتها في الطبقة الخارجية 5 والمزيد من الإلكترونات وعلى تكوين ثمانية إلكترون مستقرة، لا يوجد ما يكفي من الإلكترونات 1-3. ربط الإلكترونات، الذرات غير المعدنية تكتسب درجات سلبية من الأكسدة، على سبيل المثال، S (-2)، n (-3)، O (-2)، إلخ. المعادن تتميز القيم الصغيرة . لا تملك المعادن درجات سلبية من الأكسدة!

كهرباءوبعد من أجل حل مشكلة نقل الإلكترون من ذرة إلى أخرى، من الضروري مراعاة كل من هذه الخصائص. تم استدعاء هيميشما من طاقة التأين والتقارب إلى الإلكترون (حسب الوحدة) إلكترونيات (EO). عادة ما تستخدم القيم غير المطلقة، ولكن النسبي (OEO).

للحصول على وحدة من OEO، EO ل Li Atom أو CA وحساب عدد المرات التي تعتبرها EO للعناصر الأخرى أكبر من أو أقل تحديدها. من الواضح أن هذه الذرات التي تعقد إلكتروناتها الراسخة والغرباء بسهولة يجب أن يكون لها أكبر قيم IEO - هذه هي اللغة غير المعدنية غير المعدنية - الفلور (OEO \u003d 4)، الأكسجين (OEO \u003d 3.5)؛ في الهيدروجين و OEO \u003d 2.1، وفي البوتاسيوم - 0.9. بموجب فترة EO تزيد، وفقا للمجموعات الفرعية الرئيسية - النقصان. المعادن لها قيم EO صغيرة وسهولة إعطاء إلكتروناتهم - تخفيض العوامل. nonmetalla، على العكس من ذلك، قبول الإلكترونات بسهولة - المؤكسد. يتم إعطاء قيم OEO في الدليل. سوف نستخدمها لتقدير نوعي لقطبية السندات الكيميائية.

* ملحوظةوبعد باستخدام مفهوم ElectNegantium، من الضروري أن نتذكر أن قيم EO لا يمكن اعتبارها ثابتة، لأن يعتمدون على درجة الأكسدة وعلى ما يتفاعل الذرة مع هذا الذرة.