Lo schema principale di questo cambiamento è il rafforzamento del carattere metallico degli elementi all'aumentare di Z. Questo schema si manifesta particolarmente chiaramente nei sottogruppi IIIa-VIIa. Per i metalli dei sottogruppi I A-III A si osserva un aumento dell'attività chimica. Per gli elementi dei sottogruppi IVA - VIIA, all'aumentare di Z si osserva un indebolimento dell'attività chimica degli elementi. Per gli elementi del sottogruppo b, il cambiamento nell'attività chimica è più complesso.
Teoria della tavola periodicaè stato sviluppato da N. Bohr e altri scienziati negli anni '20. XX secolo e si basa su uno schema reale per la formazione delle configurazioni elettroniche degli atomi. Secondo questa teoria, all'aumentare di Z, il riempimento dei gusci e dei sottogusci elettronici negli atomi degli elementi compresi nei periodi della tavola periodica avviene nella seguente sequenza:
Numeri del periodo
1 2 3 4 5 6 7
1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p
In base alla teoria del sistema periodico si può dare la seguente definizione di periodo: un periodo è un insieme di elementi, a partire da un elemento con valore n. uguale al numero del periodo e l=0 (elementi-s) e terminante con un elemento con lo stesso valore n e l = 1 (elementi-p) (vedi Atom). L'eccezione è il primo periodo, che contiene solo elementi 1s. Dalla teoria del sistema periodico, il numero degli elementi nei periodi segue: 2, 8, 8. 18, 18, 32...
Nella figura, i simboli degli elementi di ciascun tipo (elementi s, p, d e f) sono raffigurati su uno sfondo di colore specifico: elementi s - su rosso, elementi p - su arancione, elementi d - sul blu, elementi f - sul verde. Ogni cella mostra i numeri atomici e le masse atomiche degli elementi, nonché le configurazioni elettroniche dei gusci elettronici esterni, che determinano principalmente le proprietà chimiche degli elementi.
Dalla teoria del sistema periodico segue che i sottogruppi a comprendono elementi con e uguali al numero del periodo e l = 0 e 1. I sottogruppi b comprendono quegli elementi negli atomi dei quali è stato completato il completamento dei gusci precedentemente rimasti si verifica incompleto. Questo è il motivo per cui il primo, il secondo e il terzo periodo non contengono elementi dei sottogruppi b.
Struttura della tavola periodica degli elementi chimiciè strettamente correlato alla struttura degli atomi degli elementi chimici. All’aumentare di Z, tipi simili di configurazioni dei gusci elettronici esterni si ripetono periodicamente. Vale a dire, determinano le caratteristiche principali del comportamento chimico degli elementi. Queste caratteristiche si manifestano in modo diverso per gli elementi dei sottogruppi A (elementi s e p), per gli elementi dei sottogruppi b (elementi d di transizione) e per gli elementi delle famiglie f - lantanidi e attinidi. Un caso speciale è rappresentato dagli elementi del primo periodo: idrogeno ed elio. L'idrogeno è altamente reattivo perché il suo singolo elettrone b viene facilmente rimosso. Allo stesso tempo, la configurazione dell'elio (1°) è molto stabile, il che ne determina la completa inattività chimica.
Per gli elementi dei sottogruppi A, i gusci elettronici esterni sono pieni (con n uguale al numero del periodo); quindi le proprietà di questi elementi cambiano notevolmente all'aumentare di Z. Pertanto, nel secondo periodo, il litio (configurazione 2s) è un metallo attivo che perde facilmente il suo unico elettrone di valenza; Anche il berillio (2s~) è un metallo, ma meno attivo perché i suoi elettroni esterni sono più strettamente legati al nucleo. Inoltre, il boro (23"p) ha un carattere metallico debolmente espresso, e tutti gli elementi successivi del secondo periodo, in cui è costruito il sottoguscio 2p, sono già non metalli. La configurazione a otto elettroni del guscio elettronico esterno del neon (2s~p~) - un gas inerte - è molto durevole.
Proprietà chimiche degli elementi del secondo periodo sono spiegati dal desiderio dei loro atomi di acquisire la configurazione elettronica del gas inerte più vicino (configurazione dell'elio per elementi dal litio al carbonio o configurazione del neon per elementi dal carbonio al fluoro). Ecco perché, ad esempio, l'ossigeno non può presentare uno stato di ossidazione superiore a quello del suo numero di gruppo: è più facile che raggiunga la configurazione neon acquisendo elettroni aggiuntivi. La stessa natura dei cambiamenti nelle proprietà si manifesta negli elementi del terzo periodo e negli elementi s e p di tutti i periodi successivi. Allo stesso tempo, l'indebolimento della forza del legame tra gli elettroni esterni e il nucleo nei sottogruppi A all'aumentare di Z si manifesta nelle proprietà degli elementi corrispondenti. Pertanto, per gli elementi s si verifica un notevole aumento dell'attività chimica all'aumentare di Z, e per gli elementi p si verifica un aumento delle proprietà metalliche.
Negli atomi degli elementi d di transizione, vengono completati gusci precedentemente incompleti con un valore del numero quantico principale e uno inferiore al numero del periodo. Con poche eccezioni, la configurazione dei gusci elettronici esterni degli atomi degli elementi di transizione è ns. Pertanto, tutti gli elementi d sono metalli, ed è per questo che i cambiamenti nelle proprietà degli elementi 1 all'aumentare di Z non sono così drammatici come abbiamo visto per gli elementi s e p. Negli stati di ossidazione più elevati, gli elementi d mostrano una certa somiglianza con gli elementi p dei corrispondenti gruppi della tavola periodica.
Le peculiarità delle proprietà degli elementi delle triadi (VIII sottogruppo b) sono spiegate dal fatto che i subshell d sono prossimi al completamento. Questo è il motivo per cui i metalli ferro, cobalto, nichel e platino, di norma, non tendono a produrre composti in stati di ossidazione più elevati. Le uniche eccezioni sono il rutenio e l'osmio, che danno gli ossidi RuO4 e OsO4. Per gli elementi dei sottogruppi I e II B, la sottozona d è effettivamente completa. Pertanto, presentano stati di ossidazione pari al numero del gruppo.
Negli atomi dei lantanidi e degli attinidi (tutti metalli), i gusci elettronici precedentemente incompleti sono completati con un valore del numero quantico principale e due unità inferiori al numero del periodo. Negli atomi di questi elementi la configurazione del guscio elettronico esterno (ns2) rimane invariata. Allo stesso tempo, gli elettroni f in realtà non hanno alcun effetto sulle proprietà chimiche. Ecco perché i lantanidi sono così simili.
Per gli attinidi la situazione è molto più complicata. Nell'intervallo delle cariche nucleari Z = 90 - 95 gli elettroni bd e 5/ possono prendere parte alle interazioni chimiche. Ne consegue che gli attinidi presentano una gamma molto più ampia di stati di ossidazione. Ad esempio, per il nettunio, il plutonio e l'americio, sono noti i composti in cui questi elementi appaiono nello stato di sette valenze. Solo per gli elementi che iniziano con curio (Z = 96) lo stato trivalente diventa stabile. Pertanto, le proprietà degli attinidi differiscono significativamente dalle proprietà dei lantanidi, e le due famiglie quindi non possono essere considerate simili.
La famiglia degli attinidi termina con l'elemento con Z = 103 (lawrencium). Una valutazione delle proprietà chimiche del curcatovio (Z = 104) e del nilsborio (Z = 105) mostra che questi elementi dovrebbero essere analoghi rispettivamente dell'afnio e del tantalio. Pertanto, gli scienziati ritengono che dopo la famiglia degli attinidi negli atomi, inizi il riempimento sistematico del subshell 6d.
Il numero finale di elementi che copre la tavola periodica è sconosciuto. Il problema del suo limite superiore è forse il mistero principale della tavola periodica. L'elemento più pesante scoperto in natura è il plutonio (Z = 94). È stato raggiunto il limite della fusione nucleare artificiale: un elemento con numero atomico 107. La domanda rimane aperta: sarà possibile ottenere elementi con numeri atomici grandi, quali e quanti? A questo non si può ancora rispondere con certezza.
in periodi da sinistra a destra:
· il raggio degli atomi diminuisce;
· aumenta l'elettronegatività degli elementi;
· il numero degli elettroni di valenza aumenta da 1 a 8 (pari al numero del gruppo);
· aumenta lo stato di ossidazione più elevato (pari al numero del gruppo);
· il numero di strati elettronici di atomi non cambia;
· diminuzione delle proprietà metalliche;
· le proprietà non metalliche degli elementi aumentano.
Modifica di alcune caratteristiche dell'elemento in un gruppo dall'alto verso il basso:
· aumenta la carica dei nuclei atomici;
· il raggio degli atomi aumenta;
· aumenta il numero dei livelli energetici (strati elettronici) degli atomi (pari al numero del periodo);
· il numero di elettroni sullo strato esterno degli atomi è lo stesso (pari al numero del gruppo);
· diminuisce la forza del legame tra gli elettroni dello strato esterno e il nucleo;
l'elettronegatività diminuisce;
· aumenta la metallicità degli elementi;
· diminuisce la non-metallicità degli elementi.
Gli elementi che si trovano nello stesso sottogruppo sono elementi analoghi, perché hanno alcune proprietà comuni (la stessa valenza più elevata, le stesse forme di ossidi e idrossidi, ecc.). Queste proprietà generali sono spiegate dalla struttura dello strato elettronico esterno.
Maggiori informazioni sui modelli di cambiamento nelle proprietà degli elementi per periodi e gruppi
Le proprietà acido-base degli idrossidi dipendono da quale dei due legami nella catena E–O–H è meno forte.
Se il legame E–O è meno forte, allora si esibisce l'idrossido di base proprietà se O−H − acido.
Più deboli sono questi legami, maggiore è la forza della base o dell'acido corrispondente. La forza dei legami E–O e O–H nell'idrossido dipende dalla distribuzione della densità elettronica nella catena E–O–H. Quest'ultima è fortemente influenzata dallo stato di ossidazione dell'elemento e dal raggio ionico. Un aumento dello stato di ossidazione di un elemento e una diminuzione del suo raggio ionico provocano uno spostamento della densità elettronica verso l'atomo
elemento della catena E ← O ←N. Ciò porta ad un indebolimento del legame OH e al rafforzamento del legame E-O. Pertanto, le proprietà basiche dell'idrossido vengono indebolite e quelle acide vengono migliorate.
Modelli di cambiamenti nelle proprietà chimiche degli elementi e dei loro composti per periodi e gruppi
Elenchiamo i modelli di cambiamenti nelle proprietà che compaiono all'interno dei periodi:
— diminuzione delle proprietà metalliche;
— le proprietà non metalliche vengono 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 fino agli anfoteri sono sostituiti da acidi.
D.I. Mendeleev trasse una conclusione in $1869 - formulò la Legge Periodica, che suona così:
Le proprietà degli elementi chimici e delle sostanze da essi formate dipendono periodicamente dalle relative masse atomiche degli elementi.
Sistematizzando gli elementi chimici in base alle loro masse atomiche relative, Mendeleev prestò grande attenzione anche alle proprietà degli elementi e alle sostanze che formano, distribuendo elementi con proprietà simili in colonne verticali - gruppi.
A volte, violando lo schema da lui scoperto, Mendeleev posizionava elementi più pesanti con masse atomiche relative inferiori. Ad esempio, scrisse nella sua tabella il cobalto prima del nichel, il tellurio prima dello iodio e, quando furono scoperti i gas inerti (nobili), l'argon prima del potassio. Mendeleev riteneva necessario questo ordine di disposizione 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 cadrebbe nel gruppo dei metalli alcalini.
D.I. Mendeleev non poteva spiegare queste eccezioni alla regola generale, né poteva spiegare il motivo della periodicità delle proprietà degli elementi e delle sostanze da essi formate. Tuttavia, prevedeva che questa ragione risiedesse nella complessa struttura dell'atomo, la cui struttura interna a quel tempo non era stata studiata.
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 formulazione moderna 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 nei cambiamenti nelle proprietà degli elementi è spiegata dalla ripetizione periodica nella struttura dei livelli energetici esterni dei loro atomi. È il numero di livelli energetici, il numero totale di elettroni situati su di essi e il numero di elettroni al livello esterno che riflettono il simbolismo adottato nella tavola periodica, cioè. rivelare il significato fisico del numero del periodo, del numero del gruppo e del numero ordinale dell'elemento.
La struttura dell'atomo consente di spiegare le ragioni dei cambiamenti nelle 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 sulle sostanze da essi formate e spiegano la periodicità dei cambiamenti nelle loro proprietà e il motivo della somiglianza delle proprietà degli elementi dello stesso gruppo. A questi due significati più importanti della Legge Periodica e del Sistema Periodico se ne aggiunge un altro, ovvero 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 nella tavola periodica degli 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 dollari dei 114 dollari degli elementi conosciuti.
Tutti i metalli, ad eccezione del mercurio, nel loro stato normale sono solidi e hanno una serie di proprietà comuni.
Metalli- Sono sostanze malleabili, plastiche, viscose, che hanno una lucentezza metallica e sono in grado di condurre calore e corrente elettrica.
Gli atomi degli elementi metallici cedono elettroni dallo strato elettronico esterno (e alcuni da 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 (per lo più da $ 1 $ a $ 3 $ nello strato esterno).
Le uniche eccezioni sono i metalli da $ 6 $: gli atomi di germanio, stagno e piombo sullo strato esterno hanno elettroni da $ 4 $, gli atomi di antimonio e bismuto hanno $ 5 $, gli atomi di polonio hanno $ 6 $.
Gli atomi dei metalli sono caratterizzati da bassi valori di elettronegatività (da $0,7$ a $1,9$) e da proprietà esclusivamente riducenti, cioè capacità di donare elettroni.
Sai già che nella tavola periodica degli elementi chimici di D.I. Mendeleev, i metalli si trovano sotto la diagonale boro-astato, così come sopra di essa, in sottogruppi secondari. Nei periodi e nei sottogruppi principali vi sono leggi a voi note sui cambiamenti del metallico, e quindi sulle proprietà riducenti degli atomi degli elementi.
Gli elementi chimici situati vicino alla diagonale boro-astato ($Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb$) hanno proprietà doppie: in alcuni dei loro composti si comportano come metalli, in altri mostrano le proprietà dei non metalli.
Nei sottogruppi secondari, le proprietà riducenti dei metalli molto spesso diminuiscono con l'aumentare del numero atomico.
Ciò può essere spiegato dal fatto che la forza del legame tra gli elettroni di valenza e il nucleo degli atomi di questi metalli è largamente influenzata dall'entità della carica nucleare, piuttosto che dal raggio dell'atomo. La carica nucleare aumenta in modo significativo e aumenta l'attrazione degli elettroni sul nucleo. In questo caso, sebbene il raggio atomico aumenti, non è così significativo come per i metalli dei sottogruppi principali.
Sostanze semplici formate da elementi chimici - metalli e sostanze complesse contenenti metalli svolgono un ruolo vitale 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 dell'uomo e degli animali. Ad esempio, nel sangue umano sono stati trovati 76$ di elementi, di cui solo 14$ non sono metalli. Nel corpo umano alcuni elementi: i metalli (calcio, potassio, sodio, magnesio) sono presenti in grandi quantità, ad es. Sono macroelementi. E metalli come cromo, manganese, ferro, cobalto, rame, zinco, molibdeno sono presenti in piccole quantità, ad es. Questo microelementi.
Caratteristiche della struttura dei metalli dei principali sottogruppi dei gruppi I-III.
Metalli alcalini- Questi sono i metalli del sottogruppo principale del gruppo I. I loro atomi al livello energetico esterno hanno un elettrone ciascuno. I metalli alcalini sono forti agenti riducenti. Il loro potere riducente e la loro attività chimica aumentano con l'aumentare del numero atomico dell'elemento (cioè dall'alto verso il basso nella tavola periodica). Tutti hanno conduttività elettronica. La forza del legame tra gli atomi dei metalli alcalini diminuisce all'aumentare 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 gli elementi del sottogruppo principale del gruppo II. Gli atomi di questi elementi contengono due elettroni al livello energetico esterno. Sono agenti riducenti e hanno uno stato di ossidazione di $+2$. In questo sottogruppo principale si osservano modelli generali nei cambiamenti delle proprietà fisiche e chimiche, associati ad un aumento della dimensione degli atomi nel gruppo dall'alto verso il basso e anche il legame chimico tra gli atomi si indebolisce. All’aumentare della dimensione dello ione, le proprietà acide degli ossidi e degli idrossidi si indeboliscono e quelle basiche aumentano.
Il sottogruppo principale del gruppo III è costituito dagli elementi boro, alluminio, gallio, indio e tallio. Tutti gli elementi sono elementi $p$. A livello energetico esterno hanno tre elettroni $(s^2p^1)$, il che spiega la somiglianza delle proprietà. Stato di ossidazione $+3$. All'interno di un gruppo, all'aumentare della carica nucleare, aumentano le proprietà metalliche. 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 in base alla loro posizione nella tavola periodica degli elementi chimici di D. I. Mendeleev e caratteristiche strutturali dei loro atomi
La maggior parte degli elementi metallici si trovano nei gruppi secondari della tavola periodica.
Nel quarto periodo, negli atomi di potassio e calcio appare un quarto strato di elettroni e il sottolivello $4s$ viene riempito, poiché ha un'energia inferiore rispetto al sottolivello $3d$. $K, Ca sono s$-elementi compresi nei sottogruppi principali. Per gli atomi da $Sc$ a $Zn$, il sottolivello $3d$ è pieno di elettroni.
Consideriamo quali forze agiscono su un elettrone che viene aggiunto a un atomo all'aumentare della carica nucleare. Da un lato c'è l'attrazione del nucleo atomico, che costringe l'elettrone ad occupare il livello più basso di energia libera. D'altra parte, la repulsione da parte degli elettroni già esistenti. Quando ci sono elettroni $8$ a livello energetico (gli orbitali $s-$ e $p-$ sono occupati), il loro effetto repulsivo complessivo è così forte che l'elettrone successivo finisce nell'orbitale $s-$ più alto invece che nell'orbitale $s-$. livello energetico inferiore all'orbitale $d-$. La struttura elettronica dei livelli energetici esterni del potassio è $...3d^(0)4s^1$, e quella del calcio è $...3d^(0)4s^2$.
La successiva aggiunta di un ulteriore elettrone allo scandio porta all'inizio del riempimento dell'orbitale $ 3d$ invece che degli orbitali $ 4p$ di energia ancora più elevata. Ciò risulta essere energeticamente più favorevole. Il riempimento dell'orbitale $3d$ termina con lo zinco, che ha una struttura elettronica di $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(10)4s ^2$. Va notato che gli elementi rame e cromo presentano il fenomeno del “guasto” elettronico. In un atomo di rame, il decimo elettrone $d$ si sposta al terzo sottolivello $3d$.
La formula elettronica del rame è $...3d^(10)4s^1$. Un atomo di cromo nel quarto livello energetico (orbitale $s$) dovrebbe avere elettroni $2$. Tuttavia, uno dei due elettroni si sposta al terzo livello energetico, su un orbitale $d$ vuoto, la sua formula elettronica è $...3d^(5)4s^1$.
Pertanto, a differenza degli elementi dei sottogruppi principali, dove gli orbitali atomici del livello esterno vengono gradualmente riempiti di elettroni, negli elementi dei sottogruppi secondari gli orbitali $d$ del penultimo livello energetico vengono riempiti. Da qui il nome: $d$-elements.
Tutte le sostanze semplici formate da elementi di sottogruppi della tavola periodica sono metalli. A causa del maggior numero di orbitali atomici rispetto a quelli degli elementi metallici dei sottogruppi principali, gli atomi degli elementi $d$ formano tra loro un gran numero di legami chimici e creano quindi un reticolo cristallino più forte. È più forte sia meccanicamente che in relazione al calore. Pertanto, i metalli dei sottogruppi secondari sono i più resistenti e refrattari tra tutti i metalli.
È noto che se un atomo ha più di tre elettroni di valenza, allora l'elemento presenta una valenza variabile. Questo vale per la maggior parte degli elementi $d$. La loro valenza massima, come quella degli elementi dei sottogruppi principali, è pari al numero del gruppo (anche se esistono 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 $d$, le proprietà dei loro ossidi e idrossidi cambiano entro un periodo quando ci si sposta da sinistra a destra, cioè con l'aumento della loro valenza si procede dalle proprietà basiche attraverso quelle anfotere ad acide. Ad esempio, il cromo ha valenze $+2, +3, +6$; e i suoi ossidi: $CrO$ - basico, $Cr_(2)O_3$ - anfotero, $CrO_3$ - acido.
Caratteristiche generali dei non metalli dei principali sottogruppi dei gruppi IV±VII in relazione alla loro posizione nella tavola periodica degli elementi chimici di D. I. Mendeleev e alle caratteristiche strutturali dei loro atomi
Elementi chimici - non metalli
La primissima classificazione scientifica degli elementi chimici fu la loro divisione in metalli e non metalli. Questa classificazione non ha perso il suo significato fino ad oggi.
Non metalli- si tratta di elementi chimici i cui atomi sono caratterizzati dalla capacità di accettare elettroni prima del completamento dello strato esterno a causa della presenza, di regola, di quattro o più elettroni sullo strato elettronico esterno e dal piccolo raggio degli atomi rispetto a atomi di metallo.
Questa definizione lascia da parte gli elementi del gruppo VIII del sottogruppo principale: gas inerti o nobili, i cui atomi hanno uno strato elettronico esterno completo. La configurazione elettronica degli atomi di questi elementi è tale che non possono essere classificati né come metalli né come non metalli. Sono quegli oggetti che dividono gli elementi in metalli e non metalli, occupando una posizione di confine tra loro. I gas inerti, o nobili (“nobiltà” si esprime in inerzia) sono talvolta classificati come non metalli, ma formalmente, in base alle loro caratteristiche fisiche. Queste sostanze mantengono lo stato gassoso fino a temperature molto basse. Pertanto l'elio He passa allo stato liquido a $t°= -268,9 °C$.
L'inerzia chimica di questi elementi è relativa. Per lo xeno e il kripton 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 segue 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 elementi $p$, ad eccezione dell'idrogeno, un elemento s.
Tutti gli elementi non metallici (eccetto 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, un'attenzione particolare dovrebbe essere prestata alla doppia posizione dell'idrogeno nella tavola periodica: nei sottogruppi principali dei gruppi I e VII. Questo non è un caso. Da un lato, l'atomo di idrogeno, come gli atomi di metalli alcalini, ha un elettrone sul suo strato elettronico esterno (e unico) (configurazione elettronica $1s^1$), che è in grado di donare, esibendo le proprietà di un agente riducente .
Nella maggior parte dei suoi composti, l'idrogeno, come i metalli alcalini, presenta uno stato di ossidazione di $+1$. Ma la perdita di un elettrone da parte di un atomo di idrogeno è più difficile di quella degli atomi di metalli alcalini. D'altra parte, l'atomo di idrogeno, come gli atomi di alogeno, manca di un elettrone prima di completare lo strato elettronico 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 $ negli idruri (composti con metalli, simili ai composti metallici con alogeni - alogenuri). Ma l'aggiunta di un elettrone a un atomo di idrogeno è più difficile che per gli alogeni.
Proprietà degli atomi degli elementi - non metalli
Gli atomi non metallici hanno proprietà ossidanti predominanti, cioè capacità di aggiungere elettroni. Questa capacità è caratterizzata dal valore dell'elettronegatività, che cambia naturalmente nei periodi e nei sottogruppi.
Il fluoro è l'agente ossidante più forte; i suoi atomi nelle reazioni chimiche non sono in grado di donare elettroni, cioè mostrano proprietà riparative.
Configurazione dello strato elettronico esterno.
Altri non metalli possono presentare 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 alla capacità ossidativa.
Elementi chimici-non-metalli a soli $16$! Un bel po', considerando che si conoscono 114$ di elementi. Due elementi non metallici costituiscono il 76%$ della massa della crosta terrestre. Si tratta dell'ossigeno ($49%$) e del silicio ($27%$). L'atmosfera contiene lo 0,03%$ della massa di ossigeno presente nella crosta terrestre. I non metalli costituiscono il 98,5%$ della massa delle piante e il 97,6%$ della massa del corpo umano. I non metalli $C, H, O, N, S, P$ sono organogeni che costituiscono 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 $N_2$, anidride carbonica $CO_2$, vapore acqueo $H_2O$, ecc.).
L’idrogeno è l’elemento principale dell’Universo. Molti oggetti spaziali (nubi di gas, stelle, compreso il Sole) sono costituiti da più della metà di idrogeno. Sulla Terra, compresa l’atmosfera, l’idrosfera e la litosfera, è solo dello 0,88%$. Ma questo è in massa, e la massa atomica dell'idrogeno è molto piccola. Pertanto, il suo piccolo contenuto è solo apparente, e su ogni 100$ di atomi sulla Terra, 17$ sono atomi di idrogeno.
Una delle leggi più importanti della natura è la legge periodica, scoperta nel 1869 da Mendeleev, che formulò come segue: “Le proprietà delle sostanze semplici, così come le forme e le proprietà dei composti, dipendono periodicamente dai pesi atomici di gli elementi."
Con lo sviluppo della chimica quantistica, la legge periodica ricevette una rigorosa giustificazione teorica, e con essa una nuova formulazione: “Le proprietà delle sostanze semplici, così come le forme e le proprietà dei composti degli elementi, dipendono periodicamente dalla grandezza della cariche dei nuclei dei loro atomi”.
Prima di Mendeleev, molti cercarono di sistematizzare gli elementi; Mayer (Germania) si avvicinò di più. Nel 1864, nel suo libro, diede una tabella in cui gli elementi erano disposti anche in ordine crescente delle loro masse atomiche, ma in questa tabella Mayer collocò solo 27 elementi, meno della metà di quelli allora conosciuti. È merito di Mendeleev che nella sua tavola non solo c'era posto per tutti gli elementi conosciuti, ma sono stati lasciati spazi vuoti per gli elementi non ancora scoperti (ekaboron - Sc, ekaaluminum - Ga, ecasilicon - Ge).
Dal punto di vista della struttura elettronica dell'atomo:
Periodo chiamata sequenza orizzontale di elementi che iniziano con un metallo alcalino e terminano con un gas nobile con lo stesso valore massimo del numero quantico principale, pari al numero del periodo.
Il numero di elementi in un periodo è determinato dalla capacità dei sottolivelli.
Gruppo gli elementi sono un insieme verticale di elementi che hanno la stessa configurazione elettronica e una certa somiglianza chimica. Il numero del gruppo (ad eccezione dei sottogruppi laterali I, II, VIII) è uguale alla somma degli elettroni di valenza.
Oltre alla divisione per periodi (determinata dal numero quantico principale), esiste la divisione per famiglie, determinato dal numero quantico orbitale. Se il sottolivello s di un elemento è riempito, allora viene riempita la famiglia s o l'elemento s; sottolivello p – elemento p; sottolivello d – elemento d; sottolivello f – elemento f.
Nella forma a breve periodo del sistema periodico ci sono 8 gruppi, ciascuno dei quali è diviso in un sottogruppo principale e uno secondario. I sottogruppi principali I e II sono pieni di elementi s; Sottogruppi principali III-VIII - elementi p. gli elementi d si trovano nei sottogruppi secondari. Gli elementi f sono posizionati in gruppi separati.
Pertanto, ogni elemento nella tavola periodica degli elementi occupa un posto rigorosamente definito, contrassegnato da un numero seriale ed è associato alla struttura dei gusci elettronici dell'atomo.
1.2.1. Modelli di cambiamenti nelle proprietà degli elementi e dei loro composti per periodi e gruppi
Studi sperimentali hanno stabilito la dipendenza delle proprietà chimiche e fisiche degli elementi dalla loro posizione nella tavola periodica.
Energia ionizzataè l'energia che deve essere spesa per staccare e rimuovere un elettrone da un atomo, ione o molecola . Si esprime in J o eV (1 eV = 1.6.10 -19 J).
L'energia di ionizzazione è misura della capacità riparativa atomo. Minore è il valore dell'energia di ionizzazione, maggiore è la capacità riducente dell'atomo. Gli atomi perdono un elettrone e diventano ioni con carica positiva.
Affinità elettronicaè l'energia rilasciata quando un elettrone viene aggiunto a un atomo, una molecola o un radicale.
L'energia di affinità elettronica degli atomi cambia naturalmente in base alla natura delle strutture elettroniche degli atomi degli elementi. Nei periodi da sinistra a destra l'affinità elettronica e le proprietà ossidanti degli elementi aumentano. Nei gruppi dall'alto verso il basso l'affinità elettronica tende a diminuire.
Gli alogeni hanno la più alta affinità elettronica perché... Aggiungendo un elettrone ad un atomo neutro, acquisisce la configurazione elettronica completa di un gas nobile.
Si chiama la caratteristica di quale atomo cede o acquista un elettrone più facilmente elettronegatività che è pari alla metà della somma dell'energia di ionizzazione e dell'affinità elettronica.
L'elettronegatività aumenta da sinistra a destra per gli elementi di ciascun periodo e diminuisce dall'alto verso il basso per gli elementi dello stesso gruppo PS.
Raggi atomici e ionici
Atomi e ioni non hanno confini strettamente definiti a causa della natura ondulatoria degli elettroni. Pertanto, vengono determinati i raggi condizionali di atomi e ioni collegati tra loro da legami chimici nei cristalli.
I raggi degli atomi metallici diminuiscono nei periodi con l'aumentare del numero atomico degli elementi., Perché con lo stesso numero di strati di elettroni aumenta la carica del nucleo e, di conseguenza, l'attrazione degli elettroni da parte sua.
All'interno di ciascun gruppo di elementi, di regola, i raggi degli atomi aumentano dall'alto verso il basso, Perché il numero dei livelli energetici aumenta. Anche i raggi degli ioni dipendono periodicamente dal numero atomico dell'elemento.
Esempio. Come cambiano le dimensioni degli atomi all'interno di un periodo, durante il passaggio da un periodo all'altro e all'interno di un gruppo? Quali elementi hanno valori di dimensione atomica minima e massima?
Entro un periodo (da sinistra a destra), le dimensioni degli atomi diminuiscono, perché La carica nucleare aumenta e gli elettroni sono attratti più fortemente dal nucleo. Nei sottogruppi principali, le dimensioni degli atomi aumentano, perché il numero di strati elettronici aumenta. Nei sottogruppi laterali, tali cambiamenti sono meno evidenti a causa della compressione d e durante la transizione dal periodo V al VI si osserva anche una diminuzione della dimensione degli atomi dovuta alla compressione f.
Secondo queste regole, la dimensione minima di un atomo è elio, e il massimo – cesio. Il franco non ha isotopi a vita lunga (l'isotopo naturale è radioattivo, emivita 21 minuti).
Metalli e non metalli. La divisione degli elementi e delle sostanze semplici in metalli e non metalli è in una certa misura arbitraria.
In termini di proprietà fisiche, i metalli sono caratterizzati da elevata conduttività termica e conduttività elettrica, coefficiente di conducibilità termica negativa, lucentezza metallica specifica, malleabilità, plasticità, ecc.
Secondo le loro proprietà chimiche, i metalli sono caratterizzati dalle proprietà di base di ossidi e idrossidi e dalle proprietà riducenti.
Tali differenze nelle proprietà delle sostanze semplici sono associate alla natura del legame chimico durante la loro formazione. Un legame metallico nei metalli si forma quando c'è una carenza di elettroni di valenza e un legame covalente nei non metalli quando ce n'è una quantità sufficiente. Sulla base di ciò, è possibile tracciare un confine verticale tra gli elementi dei gruppi IIIA e IV. A sinistra ci sono gli elementi con carenza di elettroni di valenza, a destra quelli con eccesso. Questo è il confine di Tsintl.
Esempio. In che modo i metalli tipici differiscono dai non metalli? Perché e come cambiano le proprietà metalliche con l'aumento del numero atomico degli elementi?
La tavola periodica degli elementi contiene principalmente metalli e alcuni non metalli (22 in totale). I metalli includono tutti gli elementi s. Ciò è dovuto alla presenza di un piccolo numero di elettroni di valenza (1 o 2); a seguito di questa carenza di elettroni si forma un legame metallico.
Anche tutti gli elementi d ed f sono metalli. Quando si formano i legami chimici, gli elettroni s del livello energetico esterno e parte o tutti gli elettroni d del penultimo livello agiscono come elettroni di valenza negli atomi degli elementi d, e gli elettroni d partecipano solo alla formazione dei legami chimici dopo che tutti gli elettroni s esterni sono legati. Inoltre la facilità di rimozione degli elettroni s è facilitata dall’effetto schermante della carica nucleare. Consiste nel ridurre l'effetto sull'elettrone della carica positiva del nucleo dovuto alla presenza di altri elettroni (questi sono elettroni d - o f -) tra l'elettrone in questione e il nucleo.
Negli elementi p c'è una competizione tra l'aumento del numero degli elettroni di valenza (proprietà non metalliche) e la schermatura della carica nucleare (le proprietà metalliche vengono migliorate). A questo proposito, per gli elementi p nel sottogruppo dall'alto verso il basso, aumenta la stabilità degli stati di ossidazione inferiori.
Secondo il punto, da destra a sinistra, aumentano le proprietà non metalliche degli atomi, a causa dell'aumento della carica del nucleo atomico e della difficoltà a cedere elettroni. Nel sottogruppo dall'alto verso il basso, le proprietà metalliche aumentano, poiché la connessione degli elettroni esterni con il nucleo si indebolisce.
Le proprietà dei composti sono divise in acido-base e redox. La tavola periodica degli elementi spiega bene questi schemi. Consideriamolo usando l'esempio degli idrossidi.
Se un elemento ha uno stato di ossidazione piccolo (+1 o +2), ad esempio Na-O-H, il legame Na-O è meno forte di O-H e il legame si rompe lungo il legame più debole.
Na-O-H Na++ OH - . Il composto ha proprietà di base.
Se lo stato di ossidazione di un elemento è elevato (da +5 a +7), allora il legame elemento-ossigeno è più forte del legame OH e il composto ha proprietà acide. Nell'acido nitrico lo stato di ossidazione dell'azoto è elevato (+5).
H + +NO 3 -
I composti nello stato di ossidazione +3 e +4 mostrano proprietà anfotere, cioè A seconda del partner di reazione, possono presentare proprietà sia acide che basiche. Ma ci sono delle eccezioni: Zn +2, Be +2, Sn +2, Pb +2, Ge +2 hanno uno stato di ossidazione +2, ma sono composti anfoteri.
Per periodo da destra a sinistra aumenta lo stato di ossidazione più alto, pari quindi al numero del gruppo aumentano le proprietà non metalliche e acide.
Per sottogruppo dall'alto al basso aumentano le proprietà metalliche e basiche, Perché la dimensione dell'atomo aumenta e il legame con l'atomo vicino si indebolisce .
Pertanto, la tavola periodica consente di analizzare la posizione delle sostanze semplici in relazione alle peculiarità delle loro proprietà (metalli, non metalli).
La legge periodica di Mendeleev consente di determinare le proprietà delle sostanze semplici nei composti chimici. Per la prima volta, la previsione delle proprietà è stata effettuata dallo stesso Mendeleev. Calcolò le proprietà di quegli elementi che non erano ancora stati scoperti.
Vengono determinate le proprietà degli elementi e le loro connessioni: 1 - cariche di nuclei atomici, 2 - raggi atomici.
Piccoli periodi. Consideriamo il cambiamento di alcune proprietà degli elementi e dei loro composti usando l'esempio del periodo II (vedi Tabella 3). Nel secondo periodo, con l'aumento della carica positiva dei nuclei atomici, si verifica un consistente aumento del numero degli elettroni al livello esterno, più lontano dal nucleo atomico e quindi facilmente deformabile, che porta ad una rapida diminuzione nel raggio degli atomi. 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 basiche. Il periodo termina 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 sottolivelli 3p)
Periodi lunghi (IV, V). Nelle file pari di periodi grandi (IV, V), a partire dal terzo elemento, si verifica un aumento consistente del numero di elettroni al penultimo livello, mentre la struttura del livello esterno rimane invariata. Il penultimo livello si trova più vicino al nucleo dell'atomo e quindi si deforma in misura minore. Ciò porta ad una diminuzione più lenta del raggio degli atomi. Per esempio:
Una conseguenza del lento cambiamento del raggio degli atomi e dello stesso numero di elettroni a livello esterno è una lenta diminuzione delle proprietà metalliche e riducenti degli elementi e dei loro composti. Quindi, nella riga pari del periodo IV, K - Mn sono metalli attivi; Fe - Ni sono metalli di attività media (confrontare con gli elementi del periodo II, dove il terzo elemento - boro - è già un non metallo).
E a partire dal gruppo III della serie dispari, le proprietà degli elementi e dei loro composti cambiano allo stesso modo che nei piccoli periodi, poiché il livello esterno comincia a formarsi. Pertanto, la struttura del livello energetico è decisiva nelle proprietà degli elementi e dei loro composti. Ogni periodo in esame termina inoltre con un gas nobile.
Dopo aver esaminato 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 aumenta il numero dei livelli energetici, questo porta ad un aumento dei raggi atomici. Pertanto, nei sottogruppi principali (dall'alto verso il basso), l'elettronegatività diminuisce, aumentano le proprietà megalitiche e riducenti degli elementi e diminuiscono le proprietà non metalliche e ossidanti, aumentano le proprietà basiche di ossidi e idrossidi e diminuiscono le proprietà acide. Ad esempio, consideriamo il sottogruppo principale del gruppo II.
Pertanto, le proprietà di un elemento e dei suoi composti sono intermedie tra due elementi vicini in termini di periodo e sottogruppo.
Utilizzando le 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 proprietà principali.
1. numero di livelli di elettroni in un atomo definisce Periodo n., che contiene l'elemento corrispondente.
2. Numero totale di elettroni, situato negli orbitali s e p del livello esterno (per gli elementi dei sottogruppi principali) e negli orbitali d del preesterno e negli orbitali s del livello esterno (per gli elementi dei sottogruppi laterali; eccezioni:
definisce Numero del gruppo.
3. elementi f si trovano o in un sottogruppo laterale del gruppo III (opzione a breve termine), o tra i gruppi IIA e IIIB (opzione a lungo termine) - lantanidi(№ 57-70), attinidi(№ 89-102).
4. Atomi elementi di periodi diversi, ma un sottogruppo Avere struttura identica dei livelli elettronici esterni e pre-esterni e, quindi, hanno proprietà chimiche simili.
5. numero massimo di ossidazione di un 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 ossidativo di elementi in essi contenuti. Ossidi e idrossidi in cui l'elemento è nello stato di ossidazione:
Maggiore è il grado di ossidazione dell'elemento acido, più pronunciate sono le proprietà acide di ossidi e idrossidi.
Di conseguenza: 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 stato di ossidazione inferiore, possono essere di diversa natura.
6. Connessioni di elementi con idrogeno può essere divisi in 3 grandi gruppi:
a) idruri salini di metalli attivi (LiH - ,CaH - e così via.);
b) composti idrogeno covalenti di elementi p (B 2 H 6, CH 4, NH 3, H 2 O, HF, ecc.);
c) fasi simili a metalli formate da elementi d ed f; questi ultimi sono solitamente composti non stechiometrici e spesso è difficile decidere se classificarli come composti singoli o come soluzioni solide.
I composti dell'idrogeno degli elementi del gruppo IV (CH 4 -metano, SiH 4 - silano) non interagiscono con acidi e basi e sono praticamente insolubili in acqua.
I composti dell'idrogeno degli elementi del gruppo V (NH 3 -ammoniaca) formano basi quando disciolti in acqua.
I composti dell'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 2o 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 significativamente inferiore all'energia degli elettroni negli strati successivi e perché 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, nei cui atomi è costruito il guscio f, appartenente al terzo strato esterno, sono insignificanti.
Ogni periodo(tranne il primo) inizia con un tipico metallo 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) diminuendo il raggio dell'atomo;
3) rafforzamento delle proprietà ossidanti;
4) l'energia di ionizzazione aumenta;
5) aumenta l'affinità elettronica;
6) l'elettronegatività aumenta;
7) aumentano le proprietà acide di ossidi e idrossidi;
8) a partire dal gruppo IV (per gli elementi p), aumenta la stabilità dei composti dell'idrogeno e aumentano le loro proprietà acide.
Modifica delle proprietà degli elementi all'interno di un gruppo:
1) aumento delle proprietà metalliche;
2) il raggio dell'atomo aumenta;
3) rafforzamento delle proprietà riparative;
4) l'energia di ionizzazione diminuisce;
5) l'affinità elettronica diminuisce;
6) l'elettronegatività diminuisce;
7) aumentano le proprietà basiche di ossidi e idrossidi;
8) a partire dal gruppo IV (per 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. La valenza è determinata quantitativamente dal numero di elettroni spaiati.
Nel 1852, il chimico inglese Edward Frankland introdusse il concetto di forza che unisce. Questa proprietà degli atomi venne successivamente chiamata valenza.
la valenza è 2 perché ci sono 2 elettroni spaiati.
STATO DI OSSIDAZIONE- la carica condizionale di un atomo, che viene calcolata partendo dal presupposto che la molecola sia costituita solo da ioni.
A differenza della valenza, il numero di ossidazione ha un segno.
Stato di ossidazione positivopari al numero di elettroni prelevati (donati) da un dato atomo. Un atomo può cedere tutti i suoi elettroni spaiati.
Stato di ossidazione negativouguale al numero di elettroni attratti (attaccati) a un dato atomo; solo i non metalli lo mostrano. Gli atomi non metallici aggiungono il numero di elettroni necessari per formare una configurazione stabile di otto elettroni del livello esterno.
Ad esempio: N -3 ; S-2; Cl-; C-4.