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Modifica delle proprietà degli elementi chimici e dei loro composti. Modifica delle proprietà degli elementi e dei loro composti in periodi e sottogruppi principali. Raggi atomici e ionici

Periodicità delle proprietà degli elementi chimici

A scienza moderna la tabella di D. I. Mendeleev è chiamata il sistema periodico degli elementi chimici, poiché i modelli generali nel cambiamento delle proprietà degli atomi, sostanze semplici e complesse formate da elementi chimici, vengono ripetuti in questo sistema a determinati intervalli - periodi. Pertanto, tutti gli elementi chimici esistenti nel mondo sono soggetti a un'unica legge periodica di natura oggettiva, la cui rappresentazione grafica è il sistema periodico degli elementi. Questa legge e questo sistema portano il nome del grande chimico russo D. I. Mendeleev.

Periodi- si tratta di file di elementi disposti orizzontalmente, con lo stesso valore massimo del numero quantico principale degli elettroni di valenza. Il numero del periodo corrisponde al numero di livelli di energia nell'atomo dell'elemento. I periodi sono costituiti da un certo numero di elementi: il primo - da 2, il secondo e il terzo - da 8, il quarto e il quinto - da 18, il sesto periodo comprende 32 elementi. Dipende dal numero di elettroni nel livello di energia esterno. Il settimo periodo è incompleto. Tutti i periodi (ad eccezione del primo) iniziano con un metallo alcalino (elemento s) e terminano con un gas nobile. Quando un nuovo livello di energia inizia a riempirsi, inizia un nuovo periodo. In un periodo con un aumento del numero ordinale di un elemento chimico da sinistra a destra, le proprietà metalliche delle sostanze semplici diminuiscono, mentre aumentano quelle non metalliche.

Proprietà del metallo- questa è la capacità degli atomi di un elemento di cedere i loro elettroni durante la formazione di un legame chimico e le proprietà non metalliche - questa è la capacità degli atomi di un elemento di attaccare elettroni ad altri atomi durante la formazione di un legame chimico. Nei metalli, il sottolivello s esterno è pieno di elettroni, il che conferma le proprietà metalliche dell'atomo. Le proprietà non metalliche delle sostanze semplici si manifestano durante la formazione e il riempimento del sottolivello p esterno con elettroni. Le proprietà non metalliche dell'atomo vengono migliorate nel processo di riempimento del sottolivello p (da 1 a 5) di elettroni. Gli atomi con uno strato di elettroni esterno completamente riempito (ns 2 np 6) formano un gruppo gas nobili che sono chimicamente inerti.

In brevi periodi, con un aumento della carica positiva dei nuclei degli atomi, il numero di elettroni nel livello esterno aumenta(da 1 a 2 - nel primo periodo e da 1 a 8 - nel secondo e terzo periodo), che spiega il cambiamento delle proprietà degli elementi: all'inizio del periodo (tranne il primo periodo) c'è un metallo alcalino, quindi le proprietà metalliche si indeboliscono gradualmente e aumentano quelle non metalliche. Per lunghi periodi All'aumentare della carica nucleare, riempire i livelli di elettroni diventa più difficile., che spiega anche un cambiamento più complesso nelle proprietà degli elementi rispetto agli elementi di piccoli periodi. Quindi, in righe pari di lunghi periodi, con carica crescente, il numero di elettroni nel livello esterno rimane costante ed è uguale a 2 o 1. Pertanto, mentre il livello successivo dopo quello esterno (il secondo dall'esterno) è pieno di elettroni , le proprietà degli elementi nelle righe pari cambiano molto lentamente. Solo nelle righe dispari, quando il numero di elettroni nel livello esterno aumenta con la crescita della carica nucleare (da 1 a 8), le proprietà degli elementi iniziano a cambiare allo stesso modo di quelle tipiche.

Gruppi sono colonne verticali di elementi con lo stesso numero di elettroni di valenza uguale al numero del gruppo. C'è una divisione in sottogruppi principali e secondari. I sottogruppi principali sono costituiti da elementi di periodi piccoli e grandi. Gli elettroni di valenza di questi elementi si trovano ai sottolivelli esterni ns e np. I sottogruppi laterali sono costituiti da elementi di grandi periodi. I loro elettroni di valenza sono sul sottolivello ns esterno e sul sottolivello d interno (n - 1) (o (n - 2) f-sottolivello). A seconda di quale sottolivello (s-, p-, d- o f-) è riempito di elettroni di valenza, gli elementi sono suddivisi in:

1) elementi s - elementi del sottogruppo principale dei gruppi I e II;

2) p-elementi - elementi dei principali sottogruppi dei gruppi III-VII;

3) d-elementi - elementi di sottogruppi secondari;

4) elementi f - lantanidi, attinidi.

Dall'alto al basso nei sottogruppi principali, le proprietà metalliche sono migliorate, mentre le proprietà non metalliche sono indebolite. Gli elementi dei gruppi principali e secondari differiscono nelle proprietà. Il numero del gruppo indica la valenza più alta dell'elemento. Le eccezioni sono l'ossigeno, il fluoro, gli elementi del sottogruppo del rame e l'ottavo gruppo. Comuni agli elementi dei sottogruppi principale e secondario sono le formule degli ossidi superiori (e dei loro idrati). Negli ossidi superiori e nei loro idrati di elementi dei gruppi I-III (ad eccezione del boro), predominano le proprietà di base, da IV a VIII - acide. Per gli elementi dei sottogruppi principali, le formule dei composti dell'idrogeno sono comuni. Elementi dei gruppi I-III modulo solidi- idruri, poiché lo stato di ossidazione dell'idrogeno è -1. Gruppi di elementi IV-VII - gassosi. I composti di idrogeno degli elementi dei principali sottogruppi del gruppo IV (EN 4) sono neutri, il gruppo V (EN3) sono basi, i gruppi VI e VII (H 2 E e NE) sono acidi.

Raggi degli atomi, loro variazioni periodiche nel sistema degli elementi chimici

Il raggio di un atomo con un aumento delle cariche dei nuclei degli atomi in un periodo diminuisce, poiché l'attrazione dei gusci di elettroni da parte del nucleo è aumentata. C'è una sorta di "compressione". Dal litio al neon, la carica del nucleo aumenta gradualmente (da 3 a 10), il che provoca un aumento delle forze di attrazione degli elettroni sul nucleo, la dimensione degli atomi diminuisce. Pertanto, all'inizio del periodo, ci sono elementi con un piccolo numero di elettroni nello strato di elettroni esterno e un grande raggio atomico. Gli elettroni che sono più lontani dal nucleo si staccano facilmente da esso, cosa tipica degli elementi metallici.

Nello stesso gruppo, all'aumentare del numero del periodo, i raggi atomici aumentano, poiché un aumento della carica di un atomo ha l'effetto opposto. Dal punto di vista della teoria della struttura degli atomi, l'appartenenza di elementi a metalli o non metalli è determinata dalla capacità dei loro atomi di dare o aggiungere elettroni. Gli atomi di metallo donano elettroni in modo relativamente semplice e non possono aggiungerli per completare la costruzione del loro strato elettronico esterno.

D. I. Mendeleev nel 1869 formulò la legge periodica, che suona così: le proprietà degli elementi chimici e le sostanze da essi formate sono in dipendenza periodica dalle relative masse atomiche degli elementi. Sistemando gli elementi chimici sulla base delle loro relative masse atomiche, Mendeleev prestò anche grande attenzione alle proprietà degli elementi e alle sostanze che formavano, distribuendo elementi con proprietà simili in colonne verticali - gruppi. Secondo le idee moderne sulla struttura dell'atomo, la base per la classificazione degli elementi chimici sono le cariche dei loro nuclei atomici e la moderna formulazione della legge periodica è la seguente: le proprietà degli elementi chimici e le sostanze che formano sono in una dipendenza periodica dalle cariche dei loro nuclei atomici. La periodicità nel cambiamento delle proprietà degli elementi è spiegata dalla ripetizione periodica nella struttura dei livelli di energia esterna dei loro atomi. È il numero dei livelli di energia, il numero totale di elettroni che si trovano su di essi e il numero di elettroni al livello esterno che riflettono il simbolismo adottato nel sistema periodico.

a) Motivi associati alle proprietà metalliche e non metalliche degli elementi.

Quando ti muovi DA DESTRA A SINISTRA lungo PERIODO DI METALLO proprietà dell'elemento p MAGGIORE. Nella direzione opposta, aumentano quelli non metallici. Ciò è dovuto al fatto che a destra ci sono elementi i cui gusci di elettroni sono più vicini a un ottetto. Gli elementi sul lato destro del periodo hanno meno probabilità di donare i loro elettroni per formare un legame metallico e in generale nelle reazioni chimiche.
Ad esempio, il carbonio è un non metallo più pronunciato rispetto al suo vicino di periodo boro e l'azoto ha proprietà non metalliche ancora più luminose del carbonio. Da sinistra a destra nel periodo aumenta anche la carica del nucleo. Di conseguenza, l'attrazione verso il nucleo degli elettroni di valenza aumenta e il loro ritorno diventa più difficile. Al contrario, gli elementi s sul lato sinistro della tabella hanno pochi elettroni nel guscio esterno e una carica nucleare più piccola, che contribuisce alla formazione di un legame metallico. Con la comprensibile eccezione dell'idrogeno e dell'elio (i loro gusci sono vicini o completi!), tutti gli elementi s sono metalli; Gli elementi p possono essere sia metallici che non metallici, a seconda che si trovino sul lato sinistro o destro del tavolo.
Gli elementi d ed f, come sappiamo, hanno elettroni di "riserva" dai "penultimi" gusci, che complicano la semplice immagine caratteristica degli elementi s e p. In generale, gli elementi d e f mostrano proprietà metalliche molto più facilmente.
La stragrande maggioranza degli elementi lo è metalli e solo 22 elementi appartengono non metalli: H, B, C, Si, N, P, As, O, S, Se, Te e tutti gli alogeni e i gas inerti. Alcuni elementi, a causa del fatto che possono presentare solo deboli proprietà metalliche, sono indicati come semimetalli. Cosa sono i semimetalli? Se selezioni p-elementi dalla tavola periodica e li scrivi in un "blocco" separato (questo viene fatto nella forma "lunga" della tabella), verrà trovato uno schema, mostrato nella parte in basso a sinistra del blocco contiene metalli tipici, in alto a destra tipici non metalli. Vengono chiamati gli elementi che occupano posti al confine tra metalli e non metalli semimetalli.
I semimetalli si trovano approssimativamente lungo la diagonale che corre lungo gli elementi p dall'angolo in alto a sinistra all'angolo in basso a destra della Tavola Periodica
I semimetalli hanno un reticolo cristallino covalente in presenza di conducibilità metallica (conduttività elettrica). Non hanno abbastanza elettroni di valenza per formare un "ottetto" a tutti gli effetti legame covalente(come nel boro), oppure non sono tenuti abbastanza saldamente (come nel tellurio o nel polonio) a causa delle grandi dimensioni dell'atomo. Pertanto, il legame nei cristalli covalenti di questi elementi ha un carattere parzialmente metallico. Alcuni semimetalli (silicio, germanio) sono semiconduttori. Le proprietà dei semiconduttori di questi elementi sono dovute a molte ragioni complesse, ma una di queste è una conduttività elettrica significativamente inferiore (sebbene non zero) a causa di un debole legame metallico. Il ruolo dei semiconduttori nell'ingegneria elettronica è estremamente importante.
Quando ti muovi DALL'ALTO AL BASSO lungo i gruppi METALLO RINFORZATO proprietà degli elementi. Ciò è dovuto al fatto che sotto nei gruppi ci sono elementi che hanno già un bel po' di gusci di elettroni pieni. I loro gusci esterni sono più lontani dal nucleo. Sono separati dal nucleo da una "pelliccia" più spessa di gusci di elettroni inferiori e gli elettroni dei livelli esterni sono mantenuti più deboli.

b) Pattern associati alle proprietà redox. Cambiamenti nell'elettronegatività degli elementi.

I motivi di cui sopra spiegano perché DA SINISTRA A DESTRA OSSIDATIVO proprietà e quando ci si sposta TOP DOWN - RECUPERO proprietà degli elementi.
Quest'ultima regolarità si estende anche a elementi così insoliti come i gas inerti. Nei gas nobili "pesanti" del kripton e dello xeno, che si trovano nella parte inferiore del gruppo, è possibile "selezionare" elettroni e ottenere i loro composti con forti agenti ossidanti (fluoro e ossigeno), ma per la "luce" elio, neon e argon questo non può essere fatto.
Nell'angolo in alto a destra della tabella c'è l'ossidante non metallico più attivo, il fluoro (F), e nell'angolo in basso a sinistra, il metallo riducente più attivo, il cesio (Cs). L'elemento francio (Fr) dovrebbe essere un agente riducente ancora più attivo, ma le sue proprietà chimiche sono estremamente difficili da studiare a causa del suo rapido decadimento radioattivo.
Per la stessa ragione delle proprietà ossidanti degli elementi, la loro L'ELETTRICITÀ AUMENTA anche DA SINISTRA A DESTRA, raggiungendo un massimo per gli alogeni. Non l'ultimo ruolo in questo è svolto dal grado di completamento del guscio di valenza, dalla sua vicinanza all'ottetto.
Quando ti muovi DALL'ALTO AL BASSO per gruppi DIMINUZIONE ELETTRICA. Ciò è dovuto all'aumento del numero di gusci di elettroni, sull'ultimo dei quali gli elettroni sono attratti sempre più debolmente verso il nucleo.
c) Regolarità relative alla dimensione degli atomi.
Dimensioni dell'atomo (RAGGIO ATOMICO) quando ci si sposta DA SINISTRA A DESTRA lungo il periodo DIMINUIRE. Gli elettroni vengono attratti sempre di più verso il nucleo all'aumentare della carica del nucleo. Anche un aumento del numero di elettroni nel guscio esterno (ad esempio nel fluoro rispetto all'ossigeno) non porta ad un aumento delle dimensioni dell'atomo. Al contrario, la dimensione di un atomo di fluoro è inferiore a quella di un atomo di ossigeno.
Quando ti muovi DALL'ALTO VERSO IL RAGGIO ATOMICO elementi CRESCERE, perché vengono riempiti più gusci di elettroni.

d) Modelli associati alla valenza degli elementi.

elementi della stessa SOTTOGRUPPI hanno una configurazione simile di gusci di elettroni esterni e quindi la stessa valenza nei composti con altri elementi.
Gli elementi s hanno valenze che corrispondono al loro numero di gruppo.
Gli elementi p hanno la valenza più alta possibile per loro, uguale al numero del gruppo. Inoltre, possono avere una valenza uguale alla differenza tra il numero 8 (ottetto) e il numero del loro gruppo (il numero di elettroni nel guscio esterno).
Gli elementi d mostrano molte valenze diverse che non possono essere previste con precisione dal numero del gruppo.
Non solo gli elementi, ma anche molti dei loro composti - ossidi, idruri, composti con alogeni - mostrano periodicità. Per ciascuno GRUPPI elementi, puoi scrivere le formule dei composti, che periodicamente vengono "ripetute" (cioè possono essere scritte come una formula generalizzata).

Quindi, riassumiamo gli schemi dei cambiamenti nelle proprietà, manifestati all'interno dei periodi:

Modifica di alcune caratteristiche degli elementi nei periodi da sinistra a destra:

il raggio degli atomi diminuisce;
l'elettronegatività degli elementi aumenta;
il numero di elettroni di valenza aumenta da 1 a 8 (uguale al numero del gruppo);
lo stato di ossidazione più alto aumenta (uguale al numero del gruppo);
il numero di strati elettronici di atomi non cambia;
le proprietà metalliche sono ridotte;
le proprietà non metalliche degli elementi sono aumentate.

Modifica di alcune caratteristiche degli elementi in un gruppo dall'alto verso il basso:

la carica dei nuclei degli atomi aumenta;
il raggio degli atomi aumenta;
il numero dei livelli di energia (strati elettronici) degli atomi aumenta (pari al numero del periodo);
il numero di elettroni sullo strato esterno di atomi è lo stesso (uguale al numero del gruppo);
la forza del legame tra gli elettroni dello strato esterno e il nucleo diminuisce;
l'elettronegatività diminuisce;
aumenta la metallicità degli elementi;
la non metallicità degli elementi diminuisce.

Z è il numero di serie, uguale al numero di protoni; R è il raggio dell'atomo; EO - elettronegatività; Albero e - il numero di elettroni di valenza; OK. S. — proprietà ossidanti; Sole. S. - proprietà ricostituenti; En. ur. — livelli di energia; Me - proprietà metalliche; NeMe - proprietà non metalliche; BCO - il più alto grado di ossidazione

Materiale di riferimento per il superamento della prova:

tavola periodica

Tabella di solubilità

Vengono determinate le proprietà degli elementi e dei loro composti: 1 - cariche di nuclei atomici, 2 - raggi atomici.

Piccoli periodi. Considerare il cambiamento di alcune proprietà degli elementi e dei loro composti usando l'esempio del periodo II (vedi tabella 3). Nel secondo periodo, con un aumento della carica positiva dei nuclei atomici, si ha un progressivo aumento del numero di elettroni a livello esterno, che è il più distante dal nucleo atomico e quindi facilmente deformabile, che porta ad un rapida diminuzione del raggio atomico. Ciò spiega il rapido indebolimento delle proprietà metalliche e riducenti degli elementi, il rafforzamento delle proprietà non metalliche e ossidanti, l'aumento delle proprietà acide di ossidi e idrossidi e la diminuzione delle proprietà di base. Il periodo si chiude con un gas nobile (Ne). Nel terzo periodo, le proprietà degli elementi e dei loro composti cambiano allo stesso modo del secondo, poiché gli atomi degli elementi di questo periodo ripetono le strutture elettroniche degli atomi degli elementi del secondo periodo (3s- e 3p-sottolivelli)

Grandi periodi (IV, V). Nelle righe pari di periodi grandi (IV, V), a partire dal terzo elemento, il numero di elettroni nel penultimo livello aumenta in sequenza, mentre la struttura del livello esterno rimane invariata. Il penultimo livello si trova più vicino al nucleo atomico e quindi si deforma in misura minore. Ciò porta a una diminuzione più lenta del raggio atomico. Per esempio:

Una conseguenza di una lenta variazione del raggio degli atomi e dello stesso numero di elettroni a livello esterno è anche una lenta diminuzione delle proprietà metalliche e riducenti degli elementi e dei loro composti. Quindi, in una riga pari del IV periodo K - Mn - metalli attivi Fe - Ni - metalli di media attività (confronta con elementi del periodo II, dove il terzo elemento - boro - è già un non metallo).

E a partire dal gruppo III di una serie dispari, le proprietà degli elementi e dei loro composti cambiano allo stesso modo che in piccoli periodi, poiché il livello esterno inizia ad accumularsi. Pertanto, la struttura del livello energetico è decisiva nelle proprietà degli elementi e dei loro composti. Ogni periodo in esame termina anche con un gas nobile.

Dopo aver considerato il cambiamento di alcune proprietà degli elementi e dei loro composti nei periodi, possiamo trarre le seguenti conclusioni:

1. Ogni periodo inizia con un metallo alcalino e termina con un gas nobile.

2. Le proprietà degli elementi e dei loro composti si ripetono periodicamente perché le strutture dei livelli energetici si ripetono periodicamente: questo è il significato fisico della legge periodica.

Nei sottogruppi principali, il numero di livelli di energia aumenta, il che porta ad un aumento dei raggi atomici. Pertanto, nei principali sottogruppi (dall'alto verso il basso) l'elettronegatività diminuisce, aumentano le proprietà megalitiche e riducenti degli elementi, mentre diminuiscono le proprietà non metalliche e ossidanti, aumentano le proprietà di base di ossidi e idrossidi e le proprietà acide diminuire. Si consideri ad esempio il sottogruppo principale del gruppo II.

Pertanto, le proprietà di un elemento e dei suoi composti sono intermedie tra due elementi adiacenti in termini di periodo e sottogruppo.

In base alle coordinate (numero del periodo e numero del gruppo) di un elemento nel sistema periodico di D. I. Mendeleev, è possibile determinare la struttura elettronica del suo atomo e, quindi, prevederne le principali proprietà.

1. numero di livelli elettronici in un atomo definisce numero del periodo Il contenente l'elemento corrispondente.

2. Numero totale di elettroni, localizzato negli orbitali s e p del livello esterno (per elementi dei sottogruppi principali) e negli orbitali d del pre-orbitale e degli orbitali s del livello esterno (per elementi di sottogruppi secondari; eccezioni:

definisce numero del gruppo.

3. elementi f si trovano nel sottogruppo laterale del gruppo III (variante a breve termine) o tra i gruppi IIA e IIIB (variante a lungo termine) - lantanidi(№ 57-70), attinidi(№ 89-102).

4. atomi elementi di epoche diverse, ma un sottogruppo avere la stessa struttura dei livelli elettronici esterno e pre-esterno e quindi hanno proprietà chimiche simili.

5. numero di ossidazione massimo dell'elemento coincide con il numero del gruppo in cui si trova l'elemento. La natura degli ossidi e degli idrossidi formati dall'elemento dipende da numero ossidante di elementi in essi contenuti. Ossidi e idrossidi in cui l'elemento si trova nello stato di ossidazione:

Maggiore è il grado di ossidazione dell'elemento che forma acido, più pronunciate sono le proprietà acide di ossidi e idrossidi.

Pertanto: gli ossidi e gli idrossidi degli elementi dei gruppi I-III sono prevalentemente anfoteri. Gli ossidi e gli idrossidi degli elementi dei gruppi IV-VII sono prevalentemente acidi (al massimo grado di ossidazione). Ossidi e idrossidi degli stessi elementi, ma con un grado di ossidazione inferiore, possono essere di natura diversa.

6. Connessioni di elementi con idrogeno può essere suddivisa in 3 grandi gruppi:

a) idruri salini di metalli attivi (LiH - , CaH - e così via.);

b) composti idrogeno covalenti di p-elementi (B 2 H 6 , CH 4 , NH 3 , H 2 O, HF, ecc.);

c) fasi simil-metalliche formate da elementi d e f; questi ultimi sono solitamente composti non stechiometrici ed è spesso difficile decidere se riferirsi ad essi come composti singoli o soluzioni solide.

I composti di idrogeno degli elementi del gruppo IV (CH 4 -metano, SiH 4 - silano) non interagiscono con acidi e basi, praticamente non si dissolvono in acqua.

I composti dell'idrogeno degli elementi del gruppo V (NH 3 -ammoniaca) quando disciolti in acqua formano basi.

I composti di idrogeno degli elementi dei gruppi VI e VII (H 2 S, HF) formano acidi quando disciolti in acqua.

7. gli elementi del secondo periodo, negli atomi di cui è riempito il 2° strato di elettroni, sono molto diversi da tutti gli altri elementi. Ciò è spiegato dal fatto che l'energia degli elettroni nel secondo strato è molto inferiore all'energia degli elettroni negli strati successivi e che il secondo strato non può contenere più di otto elettroni.

8. Gli elementi d dello stesso periodo differiscono meno tra loro rispetto agli elementi dei sottogruppi principali, in cui sono costruiti gli strati elettronici esterni.

9. Le differenze nelle proprietà dei lantanidi, negli atomi di cui è costruito il guscio f, che appartiene al terzo strato dall'esterno, sono insignificanti.

Ogni periodo(tranne il primo) inizia con un metallo tipico e termina con un gas nobile preceduto da un tipico non metallo.

Modifica delle proprietà degli elementi all'interno di un periodo:

1) indebolimento delle proprietà metalliche;

2) diminuzione del raggio dell'atomo;

3) rafforzamento delle proprietà ossidanti;

4) l'energia di ionizzazione aumenta;

5) l'affinità elettronica aumenta;

6) l'elettronegatività aumenta;

7) aumentano le proprietà acide di ossidi e idrossidi;

8) a partire dal gruppo IV (per gli elementi p), la stabilità dei composti dell'idrogeno aumenta e le loro proprietà acide.

Modifica delle proprietà degli elementi all'interno di un gruppo:

1) aumentano le proprietà metalliche;

2) il raggio dell'atomo aumenta;

3) rafforzamento delle proprietà riducenti;

4) l'energia di ionizzazione diminuisce;

5) l'affinità elettronica diminuisce;

6) l'elettronegatività diminuisce;

7) aumentano le principali proprietà di ossidi e idrossidi;

8) a partire dal gruppo IV (per gli elementi p), la stabilità dei composti dell'idrogeno diminuisce, le loro proprietà acide e ossidanti aumentano.

VALENZA- la capacità degli atomi degli elementi di formare legami chimici. Quantitativamente, la valenza è determinata dal numero di elettroni spaiati.

Nel 1852, il chimico inglese Edward Frankland introdusse il concetto di forza di collegamento. Questa proprietà degli atomi fu in seguito chiamata valenza.

la valenza è 2, perché ci sono 2 elettroni spaiati.

GRADO DI OSSIDAZIONE- la carica condizionale dell'atomo, che si calcola partendo dal presupposto che la molecola sia costituita solo da ioni.

A differenza della valenza, lo stato di ossidazione ha un segno.

stato di ossidazione positivoè uguale al numero di elettroni estratti (dati) da un dato atomo. Un atomo può donare tutti gli elettroni spaiati.

grado negativo ossidazioneè uguale al numero di elettroni attratti (attaccati) a un dato atomo; solo i non metalli lo mostrano. Gli atomi dei non metalli attaccano un tale numero di elettroni che è necessario per formare una configurazione stabile a otto elettroni del livello esterno.

Ad esempio: N -3 ; S-2; Cl-; C-4.

Domanda numero 3 Come cambiano le proprietà degli elementi chimici nei periodi e nei sottogruppi principali? Spiegare questi modelli dal punto di vista della teoria della struttura.

Risposta:

I. Con un aumento del numero ordinale di un elemento in un periodo, le proprietà metalliche degli elementi diminuiscono e le proprietà non metalliche aumentano, inoltre, nei periodi (piccoli), la valenza degli elementi nei composti con ossigeno aumenta da 1 a 7, da sinistra a destra. Questi fenomeni sono spiegati dalla struttura degli atomi:

1) Con un aumento del numero di serie nel periodo, i livelli di energia esterna vengono gradualmente riempiti di elettroni, il numero di elettroni all'ultimo livello corrisponde al numero di gruppo e alla valenza più alta nei composti con ossigeno.

2) Con un aumento del numero di serie nel periodo, la carica del nucleo aumenta, il che provoca un aumento delle forze di attrazione degli elettroni sul nucleo.Di conseguenza, i raggi degli atomi diminuiscono, quindi la capacità degli atomi donare elettroni (proprietà metalliche) si indebolisce gradualmente e gli ultimi elementi dei periodi sono tipici non metalli.

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le informazioni sono intangibili
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3. Contrassegnare i tipi di informazioni che il computer non conosce ancora
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discorso umano
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4. Selezionare i processi che possono essere chiamati elaborazione delle informazioni.
crittografia
trasmissione di informazioni
archivio dati
ordinamento delle liste
ricerca nel database
5. Segna tutte le affermazioni corrette.
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per estrarre informazioni da un messaggio, una persona usa la conoscenza
l'elaborazione delle informazioni è un cambiamento nel suo contenuto
quando le informazioni vengono scritte, le proprietà del supporto cambiano
6. Che cos'è la codifica?
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rimuovendo gli elementi non necessari

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_______________________________________________________________

te stesso?
_______________________________________________________________

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_______________________________________________________________
7. Quale frase può servire come definizione di smistamento?
selezione degli elementi richiesti
disporre gli elementi di un elenco in un determinato ordine
disposizione alfabetica delle stringhe
cambiare l'ordine degli elementi
rimuovendo gli elementi non necessari
8. Qual è il nome della modifica utilizzata nelle proprietà del supporto
per trasmettere informazioni?
_______________________________________________________________
9. Qual è il nome della conoscenza, che sono fatti, leggi,
i principi?
_______________________________________________________________
10. Qual è il nome della conoscenza che sono gli algoritmi
risolvere alcuni problemi?
_______________________________________________________________
11. Qual è il nome delle idee di una persona sulla natura, la società e se stesso
te stesso?
_______________________________________________________________
12. Segna tutte le affermazioni corrette.
le informazioni ricevute dipendono dalla conoscenza del destinatario
le informazioni ricevute dipendono solo dal messaggio ricevuto
ottenere informazioni aumenta sempre la conoscenza
la conoscenza aumenta solo quando le informazioni ricevute sono parzialmente note
le stesse informazioni possono essere presentate in forme diverse
13. Qual è il nome delle informazioni registrate (codificate) in qualche forma, in particolare nelle informazioni informatiche
sistemi?
_______________________________________________________________

Risposta:
1 2 3 4 5 6 7
a, b, ah, b, c, ah, ah, d, e a, c, e b, gb
8 9 10 11 12 13 segnale dichiarativo conoscenza procedurale a, d, e dati

Modelli di cambiamenti nelle proprietà chimiche degli elementi e dei loro composti per periodi e gruppi

Elenchiamo i modelli di cambiamento nelle proprietà che si manifestano all'interno dei periodi:

— diminuiscono le proprietà metalliche;

- le proprietà non metalliche sono migliorate;

— il grado di ossidazione degli elementi negli ossidi superiori aumenta da $+1$ a $+7$ ($+8$ per $Os$ e $Ru$);

— il grado di ossidazione degli elementi nei composti volatili dell'idrogeno aumenta da $-4$ a $-1$;

- gli ossidi da basici ad anfoteri sono sostituiti da ossidi acidi;

- gli idrossidi dagli alcali attraverso quelli anfoteri sono sostituiti da acidi.

D. I. Mendeleev in $ 1869 $ ha tratto una conclusione: ha formulato la legge periodica, che suona così:

Le proprietà degli elementi chimici e delle sostanze da essi formate sono in dipendenza periodica dalle relative masse atomiche degli elementi.

Sistemando gli elementi chimici sulla base delle loro relative masse atomiche, Mendeleev ha anche prestato grande attenzione alle proprietà degli elementi e alle sostanze che formano, distribuendo elementi con proprietà simili in colonne verticali - gruppi.

A volte, in violazione della regolarità che ha rivelato, Mendeleev ha inserito elementi più pesanti con valori inferiori di masse atomiche relative. Ad esempio, scrisse nella sua tavola il cobalto prima del nichel, il tellurio prima dello iodio e quando furono scoperti gas inerti (nobili), l'argon prima del potassio. Mendeleev considerava questa disposizione necessaria perché altrimenti questi elementi cadrebbero in gruppi di elementi dissimili da loro nelle proprietà, in particolare, il potassio del metallo alcalino cadrebbe nel gruppo dei gas inerti e il gas inerte argon nel gruppo dei metalli alcalini.

D. I. Mendeleev non poteva spiegare queste eccezioni alla regola generale, non poteva spiegare il motivo della periodicità delle proprietà degli elementi e delle sostanze da essi formate. Tuttavia, ha previsto che questa ragione sta in struttura complessa atomo, struttura interna che all'epoca non era stato esplorato.

In accordo con le idee moderne sulla struttura dell'atomo, la base per la classificazione degli elementi chimici sono le cariche dei loro nuclei atomici e la moderna formulazione della legge periodica è la seguente:

Le proprietà degli elementi chimici e delle sostanze da essi formate dipendono periodicamente dalle cariche dei loro nuclei atomici.

La periodicità nel cambiamento delle proprietà degli elementi è spiegata dalla ripetizione periodica nella struttura dei livelli di energia esterna dei loro atomi. È il numero dei livelli di energia, il numero totale di elettroni che si trovano su di essi e il numero di elettroni al livello esterno che riflettono il simbolismo adottato nel sistema periodico, cioè rivelano il significato fisico del numero del periodo, del numero del gruppo e del numero ordinale dell'elemento.

La struttura dell'atomo permette anche di spiegare le ragioni del cambiamento delle proprietà metalliche e non metalliche degli elementi in periodi e gruppi.

La legge periodica e il sistema periodico degli elementi chimici di D. I. Mendeleev riassumono le informazioni sugli elementi chimici e le sostanze da essi formate e spiegano la periodicità del cambiamento delle loro proprietà e il motivo della somiglianza delle proprietà degli elementi dello stesso gruppo. Questi due significati più importanti della Legge Periodica e del Sistema Periodico sono completati da un altro, che è la capacità di predire, cioè prevedere, descrivere proprietà e indicare modi per scoprire nuovi elementi chimici.

Caratteristiche generali dei metalli dei principali sottogruppi dei gruppi I ± III in relazione alla loro posizione nel Sistema periodico di elementi chimici di D. I. Mendeleev e alle caratteristiche strutturali dei loro atomi

Elementi chimici - metalli

La maggior parte degli elementi chimici sono classificati come metalli - $ 92 $ dei $ 114 $ elementi conosciuti.

Tutti i metalli tranne il mercurio sono solidi nel loro stato normale e hanno una serie di proprietà comuni.

Metalli- Si tratta di sostanze malleabili, duttili, duttili che hanno una lucentezza metallica e sono in grado di condurre calore e corrente elettrica.

Gli atomi di elementi metallici donano elettroni dallo strato di elettroni esterno (e parte di quello esterno), trasformandosi in ioni positivi.

Questa proprietà degli atomi di metallo, come sapete, è determinata dal fatto che hanno raggi relativamente grandi e un piccolo numero di elettroni (principalmente da $ 1 $ a $ 3 $ sullo strato esterno).

Le uniche eccezioni sono $ 6 $ di metalli: gli atomi di germanio, stagno e piombo hanno elettroni $ 4 $ sullo strato esterno, gli atomi di antimonio e bismuto hanno $ 5 $ e gli atomi di polonio hanno $ 6 $.

Gli atomi di metallo sono caratterizzati da bassi valori di elettronegatività (da $0,7$ a $1,9$) e da proprietà esclusivamente riducenti, cioè la capacità di donare elettroni.

Sai già che nella tavola periodica degli elementi chimici di D. I. Mendeleev, i metalli sono al di sotto della diagonale boro-astato, e anche al di sopra, in sottogruppi laterali. In periodi e sottogruppi principali, vi sono delle regolarità a voi note nel cambiare il metallico, e quindi le proprietà riducenti degli atomi degli elementi.

Gli elementi chimici situati vicino alla diagonale boro-astato ($Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb$) hanno proprietà duali: in alcuni dei loro composti si comportano come metalli, in altri mostrano proprietà di non metalli.

Nei sottogruppi secondari, le proprietà riducenti dei metalli il più delle volte diminuiscono all'aumentare del numero di serie.

Ciò può essere spiegato dal fatto che la forza del legame degli elettroni di valenza con il nucleo degli atomi di questi metalli è più influenzata dal valore della carica del nucleo e non dal raggio dell'atomo. Il valore della carica del nucleo aumenta in modo significativo, aumenta l'attrazione degli elettroni verso il nucleo. In questo caso, sebbene il raggio dell'atomo aumenti, non è così significativo come quello dei metalli dei sottogruppi principali.

Sostanze semplici formate da elementi chimici: metalli e sostanze complesse contenenti metalli svolgono un ruolo importante nella "vita" minerale e organica della Terra. Basti ricordare che gli atomi (ioni) degli elementi metallici sono parte integrante dei composti che determinano il metabolismo nel corpo umano, animale. Ad esempio, nel sangue umano sono stati trovati elementi di $ 76 $, di cui solo $ 14 non sono metalli. Nel corpo umano, alcuni elementi - metalli (calcio, potassio, sodio, magnesio) sono presenti in grandi quantità, ad es. sono macronutrienti. E metalli come cromo, manganese, ferro, cobalto, rame, zinco, molibdeno sono presenti in piccole quantità, ad es. Questo oligoelementi.

Caratteristiche della struttura dei metalli dei principali sottogruppi dei gruppi I-III.

metalli alcalini sono metalli del sottogruppo principale del gruppo I. I loro atomi a livello di energia esterna hanno un elettrone ciascuno. I metalli alcalini sono forti agenti riducenti. Il loro potere riducente e la loro reattività aumentano all'aumentare del numero atomico dell'elemento (cioè dall'alto verso il basso nella tavola periodica). Tutti loro hanno conducibilità elettronica. La forza del legame tra atomi di metalli alcalini diminuisce con l'aumento del numero atomico dell'elemento. Anche i loro punti di fusione e di ebollizione diminuiscono. I metalli alcalini interagiscono con molte sostanze semplici: agenti ossidanti. Nelle reazioni con l'acqua, formano basi idrosolubili (alcali).

Gli elementi alcalino terrosi sono chiamati elementi del sottogruppo principale del gruppo II. Gli atomi di questi elementi contengono due elettroni a livello di energia esterna. Sono agenti riducenti e hanno uno stato di ossidazione di $+2$. In questo sottogruppo principale, si osservano schemi generali nel cambiamento fisico e proprietà chimiche, associato a un aumento delle dimensioni degli atomi in un gruppo dall'alto verso il basso, si indebolisce anche il legame chimico tra gli atomi. Con un aumento delle dimensioni dello ione, aumentano le proprietà acide e di base di ossidi e idrossidi.

Il sottogruppo principale del gruppo III è costituito dagli elementi boro, alluminio, gallio, indio e tallio. Tutti gli elementi si riferiscono a $p$-elementi. A livello di energia esterna, hanno tre elettroni $(s^2p^1)$, il che spiega la somiglianza delle proprietà. Lo stato di ossidazione è $+3$. All'interno di un gruppo, all'aumentare della carica nucleare, le proprietà metalliche aumentano. Il boro è un elemento non metallico, mentre l'alluminio ha già proprietà metalliche. Tutti gli elementi formano ossidi e idrossidi.

Caratteristiche degli elementi di transizione ± rame, zinco, cromo, ferro secondo la loro posizione nel Sistema periodico degli elementi chimici di D. I. Mendeleev e le caratteristiche strutturali dei loro atomi

La maggior parte degli elementi metallici si trovano nei gruppi laterali della Tavola Periodica.

Nel quarto periodo, il quarto strato di elettroni appare agli atomi di potassio e calcio, il sottolivello $4s$ è riempito, poiché ha un'energia inferiore al sottolivello $3d$. $K, Ca sono s$-elementi inclusi nei sottogruppi principali. Per atomi da $Sc$ a $Zn$, il sottolivello $3d$ è pieno di elettroni.

Considera quali forze agiscono su un elettrone che viene aggiunto a un atomo all'aumentare della carica del nucleo. Da un lato, l'attrazione del nucleo atomico, che fa sì che l'elettrone occupi il livello di energia libera più basso. D'altra parte, repulsione da elettroni già esistenti. Quando ci sono $8$ elettroni nel livello di energia ($s-$ e $p-$orbitali sono occupati), il loro effetto repulsivo totale è così forte che l'elettrone successivo ottiene invece di quello situato in energia al di sotto di $d-$orbitale in un orbitale di livello successivo $s-$ più alto. La struttura elettronica dei livelli di energia esterna del potassio è $...3d^(0)4s^1$, e quella del calcio è $...3d^(0)4s^2$.

La successiva aggiunta di un altro elettrone nello scandio porta all'inizio del riempimento dell'orbitale $3d$ invece degli orbitali $4p$ di energia ancora più elevata. Questo risulta essere energeticamente più redditizio. Il riempimento dell'orbitale $3d$ termina con lo zinco, che ha la struttura elettronica $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(10)4s^ 2$. Va notato che negli elementi di rame e cromo si osserva il fenomeno del "fallimento" dell'elettrone. Il decimo $d$-elettrone dell'atomo di rame si sposta al terzo $3d$-sottolivello.

La formula elettronica del rame è $...3d^(10)4s^1$. Un atomo di cromo nel quarto livello di energia ($s$-orbitale) dovrebbe avere $2$ elettroni. Tuttavia, uno dei due elettroni va al terzo livello di energia, in un orbitale $d$ non riempito, la sua formula elettronica è $...3d^(5)4s^1$.

Pertanto, a differenza degli elementi dei sottogruppi principali, in cui gli orbitali atomici del livello esterno vengono gradualmente riempiti di elettroni, gli orbitali $d$ del penultimo livello di energia vengono riempiti negli elementi dei sottogruppi secondari. Da qui il nome: $d$-elementi.

Tutte le sostanze semplici formate da elementi di sottogruppi del sistema periodico sono metalli. Grazie a di più orbitali atomici rispetto agli elementi metallici dei sottogruppi principali, si formano gli atomi di $d$-elementi gran numero legami chimici tra loro e quindi creano un reticolo cristallino più forte. È più forte sia meccanicamente che in relazione al riscaldamento. Pertanto, i metalli dei sottogruppi secondari sono i più durevoli e refrattari tra tutti i metalli.

È noto che se un atomo ha più di tre elettroni di valenza, l'elemento mostra una valenza variabile. Questa disposizione si applica alla maggior parte degli elementi $d$. La loro valenza massima, come gli elementi dei sottogruppi principali, è uguale al numero del gruppo (sebbene vi siano delle eccezioni). Gli elementi con un numero uguale di elettroni di valenza sono inclusi nel gruppo con lo stesso numero $(Fe, Co, Ni)$.

Per gli elementi $d$, il cambiamento nelle proprietà dei loro ossidi e idrossidi entro un periodo quando ci si sposta da sinistra a destra, ad es. con un aumento della loro valenza, procede dalle proprietà di base attraverso l'anfotero all'acido. Ad esempio, il cromo ha valenze $+2, +3, +6$; e suoi ossidi: $CrO$ - basico, $Cr_(2)O_3$ - anfotero, $CrO_3$ - acido.

Caratteristiche generali dei non metalli dei principali sottogruppi di gruppi IV±VII in relazione alla loro posizione nel sistema periodico di elementi chimici di D. I. Mendeleev e caratteristiche strutturali dei loro atomi

Elementi chimici - non metalli

La prima classificazione scientifica degli elementi chimici è stata la loro divisione in metalli e non metalli. Questa classificazione non ha perso il suo significato al momento attuale.

non metalli Si tratta di elementi chimici i cui atomi sono caratterizzati dalla capacità di accettare elettroni prima del completamento dello strato esterno per la presenza, di regola, di quattro o più elettroni sullo strato elettronico esterno e il piccolo raggio degli atomi rispetto al metallo atomi.

Questa definizione lascia da parte gli elementi del gruppo VIII del sottogruppo principale - gas inerti o nobili, i cui atomi hanno uno strato di elettroni esterno completo. La configurazione elettronica degli atomi di questi elementi è tale da non poter essere attribuiti né a metalli né a non metalli. Sono quegli oggetti che separano gli elementi in metalli e non metalli, occupando una posizione di confine tra loro. I gas inerti, o nobili ("nobiltà" è espresso in inerzia) sono talvolta indicati come non metalli, ma formalmente, in base alle caratteristiche fisiche. Queste sostanze mantengono il loro stato gassoso fino a temperature molto basse. Quindi, l'elio non entra stato liquido a $t°= -268,9 °С$.

L'inerzia chimica di questi elementi è relativa. Per xeno e krypton sono noti composti con fluoro e ossigeno: $KrF_2, XeF_2, XeF_4$, ecc. Indubbiamente, nella formazione di questi composti, i gas inerti hanno agito come agenti riducenti.

Dalla definizione di non metalli ne consegue che i loro atomi sono caratterizzati da elevati valori di elettronegatività. Varia da $ 2 $ a $ 4 $. I non metalli sono elementi dei sottogruppi principali, principalmente $p$-elementi, ad eccezione dell'idrogeno, un elemento s.

Tutti gli elementi non metallici (tranne l'idrogeno) occupano l'angolo in alto a destra nella Tavola periodica degli elementi chimici di D. I. Mendeleev, formando un triangolo il cui vertice è il fluoro $F$, e la base è la diagonale $B-At$ .

Tuttavia, una particolare attenzione dovrebbe essere prestata alla duplice posizione dell'idrogeno nel sistema periodico: nei principali sottogruppi dei gruppi I e VII. Questa non è una coincidenza. Da un lato, un atomo di idrogeno, come gli atomi di metalli alcalini, ha un elettrone sul suo strato di elettroni esterno (e solo per esso) (configurazione elettronica $1s^1$), che è in grado di donare, mostrando le proprietà di un agente riducente.

Nella maggior parte dei suoi composti, l'idrogeno, come i metalli alcalini, mostra uno stato di ossidazione di $+1$. Ma il rilascio di un elettrone da parte di un atomo di idrogeno è più difficile di quello degli atomi di metalli alcalini. D'altra parte, l'atomo di idrogeno, come gli atomi di alogeno, manca di un elettrone prima del completamento dello strato di elettroni esterno, quindi l'atomo di idrogeno può accettare un elettrone, esibendo le proprietà di un agente ossidante e lo stato di ossidazione caratteristico di un alogeno - $1$ in idruri (composti con metalli, simili ai composti metalli con alogeni - alogenuri). Ma l'attaccamento di un elettrone a un atomo di idrogeno è più difficile che con gli alogeni.

Proprietà degli atomi degli elementi - non metalli

Gli atomi dei non metalli sono dominati da proprietà ossidanti, ad es. la capacità di accettare elettroni. Questa capacità caratterizza il valore dell'elettronegatività, che cambia naturalmente in periodi e sottogruppi.

Il fluoro è l'agente ossidante più forte, i suoi atomi nelle reazioni chimiche non sono in grado di donare elettroni, ad es. presentano proprietà riparative.

Configurazione dello strato di elettroni esterno.

Altri non metalli possono mostrare proprietà riducenti, sebbene in misura molto più debole rispetto ai metalli; nei periodi e nei sottogruppi, la loro capacità riducente cambia in ordine inverso rispetto a quella ossidante.

Elementi chimici-non metalli solo $ 16 $! Un bel po', considerando che si conoscono elementi da $114$. Due elementi non metallici costituiscono $ 76% $ della massa della crosta terrestre. Questi sono ossigeno ($ 49% $) e silicio ($ 27% $). L'atmosfera contiene $ 0,03% $ della massa di ossigeno nella crosta terrestre. I non metalli costituiscono $ 98,5% $ della massa vegetale, $ 97,6% $ della massa corporea umana. I non metalli $C, H, O, N, S, P$ sono organogeni che formano le sostanze organiche più importanti di una cellula vivente: proteine, grassi, carboidrati, acidi nucleici. La composizione dell'aria che respiriamo comprende sostanze semplici e complesse, formate anche da elementi non metallici (ossigeno $O_2$, azoto $N_2$, diossido di carbonio$СО_2$, vapore acqueo $Н_2О$, ecc.).

L'idrogeno è l'elemento principale dell'Universo. Molti oggetti spaziali (nuvole di gas, stelle, incluso il Sole) sono costituiti per più della metà da idrogeno. Sulla Terra, inclusa l'atmosfera, l'idrosfera e la litosfera, è solo $ 0,88% $. Ma questo è in massa e la massa atomica dell'idrogeno è molto piccola. Pertanto, il suo piccolo contenuto è solo apparente e su ogni $ 100 $ atomi sulla Terra, $ 17 $ sono atomi di idrogeno.