معنی جدول تناوبی معنی قانون تناوبی نشانه های نظام تناوبی و قانون تناوبی

کشف توسط D.I. قانون تناوبی مندلیف برای توسعه شیمی اهمیت زیادی دارد. قانون اساس علمی شیمی بود. نویسنده موفق شد مواد غنی، اما پراکنده انباشته شده توسط نسل های شیمیدان را در مورد خواص عناصر و ترکیبات آنها سیستم بندی کند و بسیاری از مفاهیم، ​​به عنوان مثال، مفاهیم "عنصر شیمیایی" و "ماده ساده" را روشن کند. علاوه بر این، D.I. مندلیف وجود را پیش‌بینی کرد و با دقت شگفت‌انگیزی خواص بسیاری از عناصر ناشناخته در آن زمان را توصیف کرد، به عنوان مثال، اسکاندیم (اکا-بور)، گالیم (اکا-آلومینیوم)، ژرمانیوم (اکا-سیلیکون). در تعدادی از موارد، بر اساس قانون تناوبی، دانشمند جرم اتمی عناصر پذیرفته شده در آن زمان را تغییر داد. روی, لا, من, ایا, Ce, Th,U) که قبلا بر اساس ایده های اشتباه در مورد ظرفیت عناصر و ترکیب ترکیبات آنها تعیین شده بود. در برخی موارد، مندلیف عناصر را مطابق با یک تغییر طبیعی در ویژگی‌ها مرتب می‌کند که احتمال عدم دقت در مقادیر جرم اتمی آنها را نشان می‌دهد. Os, Ir, Pt, طلا, Te, من, نی, شرکت) و برای برخی از آنها در نتیجه پالایش بعدی، توده های اتمی تصحیح شد.

قانون تناوبی و جدول تناوبی عناصر به عنوان مبنای علمی برای پیش بینی در شیمی عمل می کند. از زمان انتشار جدول تناوبی، بیش از 40 عنصر جدید در آن ظاهر شده است. بر اساس قانون تناوبی عناصر ترانس اورانیوم از جمله شماره 101 به نام مندلویوم به طور مصنوعی به دست آمد.

قانون تناوبی نقش تعیین کننده ای در روشن ساختن ساختار پیچیده اتم داشت. ما نباید فراموش کنیم که این قانون توسط نویسنده در سال 1869 تدوین شد، یعنی. تقریبا 60 سال قبل از اینکه نظریه مدرن ساختار اتمی در نهایت شکل بگیرد. و تمام اکتشافات دانشمندان پس از انتشار قانون و سیستم دوره ای عناصر (ما در ابتدای ارائه مطالب در مورد آنها صحبت کردیم) به عنوان تأییدی بر کشف درخشان شیمیدان بزرگ روسی ، دانش فوق العاده او بود. و شهود

ادبیات

1. Glinka N. A. شیمی عمومی / N. A. Glinka. ل.: شیمی، 1984. 702 ص.

2. درس شیمی عمومی / ویرایش. N.V. Korovina. م.: دبیرستان، 1990. 446 ص.

3. آخمتوف N.S. شیمی عمومی و معدنی / N.S. آخمتوف. م.: دبیرستان، 1988. 639 ص.

4. پاولوف N.N. شیمی معدنی / N.N. پاولوف م.: دبیرستان، 1986. 336 ص.

5. Ramsden E.N. آغاز شیمی مدرن / E.N. رامسدن ل.: شیمی، 1989. 784 ص.

ساختار اتمی

رهنمودها

در درس "شیمی عمومی"

گردآوری شده توسط: STANKEVICH Margarita Efimovna

افانووا ورا واسیلیونا

میخایلوا آنتونینا میخایلوونا

داور E.V. Tretyachenko

ویرایشگر O.A.Panina

امضا شده برای چاپ فرمت 60x84 1/16

رونق. انحراف. شرط پخت ل Academician-ed.l.

جریان سفارش رایگان

دانشگاه فنی دولتی ساراتوف

410054 ساراتوف، خ. Politekhnicheskaya، 77

چاپ شده در RIC SSTU، 410054 Saratov, st. Politekhnicheskaya، 77

قانون تناوبی و سیستم تناوبی عناصر شیمیایی D.I. مندلیف بر اساس ایده هایی در مورد ساختار اتم ها. اهمیت قانون ادواری برای توسعه علم

بلیط شیمی کلاس دهم.

بلیط شماره 1

قانون تناوبی و سیستم تناوبی عناصر شیمیایی D.I. مندلیف بر اساس ایده هایی در مورد ساختار اتم ها. اهمیت قانون ادواری برای توسعه علم.

در سال 1869، D.I. مندلیف، بر اساس تجزیه و تحلیل خواص مواد و ترکیبات ساده، قانون تناوبی را فرموله کرد:

خواص اجسام ساده ... و ترکیبات عناصر به طور دوره ای به بزرگی جرم اتمی عناصر وابسته است.

بر اساس قانون تناوبی، نظام تناوبی عناصر تدوین شد. در آن، عناصر با ویژگی های مشابه در ستون های عمودی - گروه ها ترکیب شدند. در برخی موارد، هنگام قرار دادن عناصر در جدول تناوبی، برای حفظ تناوب تکرار خواص، لازم بود که توالی افزایش جرم اتمی را مختل کنیم. به عنوان مثال، ما مجبور شدیم تلوریم و ید و همچنین آرگون و پتاسیم را "مبادله" کنیم.

دلیل آن این است که مندلیف قانون تناوبی را در زمانی پیشنهاد کرد که هیچ چیز در مورد ساختار اتم مشخص نبود.

پس از ارائه مدل سیاره ای اتم در قرن بیستم، قانون تناوبی به صورت زیر فرموله شد:

خواص عناصر و ترکیبات شیمیایی به طور دوره ای به بارهای هسته اتم بستگی دارد.

بار هسته برابر با تعداد عنصر جدول تناوبی و تعداد الکترون های لایه الکترونی اتم است.

این فرمول "نقض" قانون تناوبی را توضیح داد.

در جدول تناوبی، عدد دوره برابر با تعداد سطوح الکترونیکی در اتم است، تعداد گروه برای عناصر زیر گروه‌های اصلی برابر با تعداد الکترون‌ها در سطح بیرونی است.

دلیل تغییر دوره ای در خواص عناصر شیمیایی پر شدن دوره ای لایه های الکترونی است. پس از پر شدن پوسته بعدی، دوره جدیدی شروع می شود. تغییر دوره ای عناصر در تغییرات ترکیب و خواص اکسیدها به وضوح قابل مشاهده است.

اهمیت علمی قانون تناوبی. قانون تناوبی این امکان را فراهم می کند که خواص عناصر شیمیایی و ترکیبات آنها را سیستماتیک کند. مندلیف هنگام تدوین جدول تناوبی وجود بسیاری از عناصر کشف نشده را پیش‌بینی کرد و سلول‌های خالی را برای آنها باقی گذاشت و بسیاری از خواص عناصر کشف‌نشده را پیش‌بینی کرد که کشف آنها را تسهیل کرد.

6. ???

7. قانون تناوبی و نظام تناوبی D.I. مندلیف ساختار سیستم تناوبی (دوره، گروه، زیر گروه). معنای قانون تناوبی و نظام تناوبی.

قانون تناوبی D.I. مندلیف خواص اجسام ساده و همچنین اشکال و خواص ترکیبات عناصر به طور دوره ای به آن وابسته است. مقادیر وزن اتمی عناصر

جدول تناوبی عناصر سلسله عناصری که خصوصیات آنها به طور متوالی تغییر می کند، مانند مجموعه هشت عنصری از لیتیوم به نئون یا از سدیم به آرگون، مندلیف آن را دوره نامیده است. اگر این دو دوره را یکی زیر دیگری بنویسیم به طوری که سدیم زیر لیتیوم و آرگون زیر نئون باشد، ترتیب عناصر زیر را بدست می آوریم:

با این چیدمان، ستون های عمودی حاوی عناصری هستند که از نظر خواص مشابه هستند و ظرفیت یکسانی دارند، مثلاً لیتیوم و سدیم، بریلیم و منیزیم و ....

مندلیف با تقسیم تمام عناصر به دوره و قرار دادن یک دوره در زیر دوره دیگر به طوری که عناصر مشابه از نظر خواص و نوع ترکیبات تشکیل شده در زیر یکدیگر قرار گیرند، جدولی تهیه کرد که آن را سیستم تناوبی عناصر بر اساس گروه و سری نامید.

معنی جدول تناوبی جدول تناوبی عناصر تأثیر زیادی در پیشرفت بعدی شیمی داشت. این نه تنها اولین طبقه بندی طبیعی عناصر شیمیایی بود که نشان می داد آنها یک سیستم هماهنگ را تشکیل می دهند و در ارتباط نزدیک با یکدیگر هستند، بلکه ابزار قدرتمندی برای تحقیقات بیشتر نیز بود.

8. تغییرات دوره ای در خواص عناصر شیمیایی. شعاع اتمی و یونی. انرژی یونیزاسیون. میل الکترونی الکترونگاتیوی.

وابستگی شعاع اتمی به بار هسته اتم Z دوره ای است. در یک دوره، با افزایش Z، تمایل به کاهش اندازه اتم وجود دارد که به ویژه در دوره های کوتاه به وضوح مشاهده می شود.

با شروع ساخت یک لایه الکترونیکی جدید، دورتر از هسته، یعنی در طول انتقال به دوره بعدی، شعاع اتمی افزایش می یابد (مثلاً شعاع اتم های فلوئور و سدیم را مقایسه کنید). در نتیجه، در یک زیر گروه، با افزایش بار هسته ای، اندازه اتم ها افزایش می یابد.

از دست دادن اتم های الکترون منجر به کاهش اندازه موثر آن و اضافه شدن الکترون های اضافی منجر به افزایش می شود. بنابراین، شعاع یک یون با بار مثبت (کاتیون) همیشه کوچکتر است، و شعاع یک غیر (آنیون) با بار منفی همیشه بیشتر از شعاع اتم خنثی الکتریکی مربوطه است.

در یک زیرگروه، شعاع یون‌های بار یکسان با افزایش بار هسته‌ای افزایش می‌یابد. این الگو با افزایش تعداد لایه‌های الکترونیکی و فاصله رو به رشد الکترون‌های بیرونی از هسته توضیح داده می‌شود.

مشخصه ترین خاصیت شیمیایی فلزات توانایی اتم های آنها برای رها کردن آسان الکترون های خارجی و تبدیل به یون های دارای بار مثبت است، در حالی که برعکس، غیرفلزها با توانایی اضافه کردن الکترون ها برای تشکیل یون های منفی مشخص می شوند. برای حذف یک الکترون از اتم و تبدیل آن به یون مثبت، باید مقداری انرژی صرف کرد که به آن انرژی یونیزاسیون می گویند.

انرژی یونیزاسیون را می توان با بمباران اتم ها با الکترون هایی که در میدان الکتریکی شتاب می گیرند، تعیین کرد. کمترین ولتاژ میدانی که در آن سرعت الکترون برای یونیزه کردن اتم ها کافی می شود، پتانسیل یونیزاسیون اتم های یک عنصر معین نامیده می شود و بر حسب ولت بیان می شود.

با صرف انرژی کافی، دو، سه یا چند الکترون را می توان از یک اتم حذف کرد. بنابراین، آنها از پتانسیل یونیزاسیون اول (انرژی حذف الکترون اول از اتم) و پتانسیل یونیزاسیون دوم (انرژی حذف الکترون دوم) صحبت می کنند.

همانطور که در بالا ذکر شد، اتم ها نه تنها می توانند اهدا کنند، بلکه می توانند الکترون نیز به دست آورند. انرژی آزاد شده هنگام اتصال الکترون به اتم آزاد را میل الکترونی اتم می نامند. تمایل الکترون، مانند انرژی یونیزاسیون، معمولاً با الکترون ولت بیان می شود. بنابراین، میل الکترونی اتم هیدروژن 0.75 eV، اکسیژن - 1.47 eV، فلوئور - 3.52 eV است.

قرابت الکترونی اتم های فلزی معمولا نزدیک به صفر یا منفی است. از این نتیجه می شود که برای اتم های بیشتر فلزات، افزودن الکترون از نظر انرژی نامطلوب است. میل ترکیبی الکترون اتم های غیرفلز همیشه مثبت است و هر چه بیشتر باشد، نافلز به گاز نجیب در جدول تناوبی نزدیک تر است. این نشان دهنده افزایش خواص غیرفلزی با نزدیک شدن به پایان دوره است.

(؟) 9. پیوند شیمیایی. انواع اساسی و ویژگی های پیوندهای شیمیایی. شرایط و مکانیسم تشکیل آن. روش باند ظرفیت. ظرفیت. مفهوم روش اوربیتال مولکولی

هنگامی که اتم ها برهم کنش می کنند، یک پیوند شیمیایی می تواند بین آنها ایجاد شود که منجر به تشکیل یک سیستم چند اتمی پایدار - یک مولکول، یک غیر مولکولی، یک کریستال می شود. شرط تشکیل پیوند شیمیایی کاهش انرژی پتانسیل سیستم اتم های برهم کنش است.

نظریه ساختار شیمیایی. اساس نظریه توسعه یافته توسط A. M. Butlerov به شرح زیر است:

اتم های موجود در مولکول ها در یک توالی مشخص به یکدیگر متصل می شوند. تغییر این توالی منجر به تشکیل یک ماده جدید با خواص جدید می شود.

ترکیب اتم ها مطابق با ظرفیت آنها اتفاق می افتد.

خواص مواد نه تنها به ترکیب آنها، بلکه به "ساختار شیمیایی" آنها نیز بستگی دارد، یعنی به ترتیب اتصال اتم ها در مولکول ها و ماهیت تأثیر متقابل آنها. اتم هایی که مستقیماً به یکدیگر متصل هستند، به شدت بر یکدیگر تأثیر می گذارند.

ایده‌های مربوط به مکانیسم تشکیل پیوند شیمیایی که توسط هایتلر و لندن با استفاده از مثالی از مولکول هیدروژن ایجاد شد، به مولکول‌های پیچیده‌تر گسترش یافت. نظریه پیوندهای شیمیایی که بر این اساس توسعه یافت، روش پیوند ظرفیتی (روش BC) نامیده شد. روش BC توضیحی نظری از مهمترین خواص پیوندهای کووالانسی ارائه کرد و درک ساختار تعداد زیادی مولکول را ممکن ساخت. اگرچه همانطور که در ادامه خواهیم دید، این روش جهانی نبوده و در برخی موارد قادر به توصیف صحیح ساختار و خواص مولکول ها نیست، اما همچنان نقش زیادی در توسعه نظریه مکانیک کوانتومی مواد شیمیایی ایفا کرده است. پیوند می دهد و تا به امروز اهمیت خود را از دست نداده است. ارزش یک مفهوم پیچیده است. بنابراین، تعاریف متعددی از ظرفیت وجود دارد که جنبه های مختلف این مفهوم را بیان می کند. تعریف زیر را می توان کلی ترین تعریف در نظر گرفت: ظرفیت یک عنصر توانایی اتم های آن برای ترکیب با سایر اتم ها در نسبت های معین است.

در ابتدا، ظرفیت اتم هیدروژن به عنوان واحد ظرفیت در نظر گرفته شد. ظرفیت یک عنصر دیگر را می توان با تعداد اتم های هیدروژنی که به خود اضافه یا جایگزین یک اتم از این عنصر دیگر می شود بیان کرد.

ما قبلاً می دانیم که وضعیت الکترودهای یک اتم توسط مکانیک کوانتومی به عنوان مجموعه ای از اوربیتال های الکترون اتمی (ابرهای الکترونی اتمی) توصیف می شود. هر یک از این مدارها با مجموعه خاصی از اعداد کوانتومی اتمی مشخص می شود. روش MO بر این فرض استوار است که وضعیت الکترون‌ها در یک مولکول را می‌توان به‌عنوان مجموعه‌ای از اوربیتال‌های الکترونی مولکولی (ابرهای الکترونی مولکولی) توصیف کرد که هر اوربیتال مولکولی (MO) مربوط به مجموعه خاصی از اعداد کوانتومی مولکولی است. مانند هر سیستم چند الکترونی دیگر، اصل پائولی در مولکول معتبر است (نگاه کنید به § 32)، به طوری که هر MO نمی تواند بیش از دو الکترون داشته باشد، که باید دارای اسپین هایی با جهت مخالف باشند.

اهمیت قانون ادواری برای توسعه علم

بر اساس قانون تناوبی، مندلیف طبقه بندی عناصر شیمیایی - سیستم تناوبی را گردآوری کرد. از 7 دوره و 8 گروه تشکیل شده است.
قانون تناوبی آغاز مرحله مدرن توسعه شیمی است. با کشف آن، پیش بینی عناصر جدید و توصیف خواص آنها ممکن شد.
با کمک قانون تناوبی، جرم اتمی تصحیح شد و ظرفیت برخی از عناصر روشن شد. قانون منعکس کننده ارتباط متقابل عناصر و وابستگی متقابل خواص آنها است. قانون تناوبی کلی ترین قوانین توسعه طبیعت را تأیید کرد و راه را برای شناخت ساختار اتم باز کرد.

جدول تناوبی عناصر تأثیر زیادی در پیشرفت بعدی شیمی داشت.

دیمیتری ایوانوویچ مندلیف (1834-1907)

این نه تنها اولین طبقه بندی طبیعی عناصر شیمیایی بود که نشان داد آنها یک سیستم هماهنگ را تشکیل می دهند و در ارتباط نزدیک با یکدیگر هستند، بلکه به ابزاری قدرتمند برای تحقیقات بیشتر تبدیل شد.

در زمانی که مندلیف جدول خود را بر اساس قانون تناوبی که کشف کرد تهیه کرد، بسیاری از عناصر هنوز ناشناخته بودند. بنابراین، عنصر دوره چهارم اسکاندیم ناشناخته بود. از نظر جرم اتمی، تیتانیوم بعد از کلسیم قرار گرفت، اما تیتانیوم را نمی‌توان بلافاصله بعد از کلسیم قرار داد، زیرا در گروه سوم قرار می‌گیرد، در حالی که تیتانیوم اکسید بالاتری را تشکیل می‌دهد و با توجه به سایر خواص باید در گروه چهارم طبقه‌بندی شود. . بنابراین، مندلیف یک سلول را رد کرد، یعنی بین کلسیم و تیتانیوم فضای خالی باقی گذاشت. بر همین اساس، در دوره چهارم، دو سلول آزاد بین روی و آرسنیک باقی ماند که اکنون توسط عناصر گالیوم و ژرمانیوم اشغال شده است. هنوز صندلی های خالی در ردیف های دیگر وجود دارد. مندلیف نه تنها متقاعد شده بود که باید عناصر هنوز ناشناخته ای وجود داشته باشد که این فضاها را پر کند، بلکه ویژگی های چنین عناصری را از قبل بر اساس موقعیت آنها در میان سایر عناصر جدول تناوبی پیش بینی کرد. او نام ekabor را به یکی از آنها داد، که در آینده قرار بود بین کلسیم و تیتانیوم (چون خواص آن شبیه به بور باشد) قرار گیرد. دو مورد دیگر که بین روی و آرسنیک بین روی و آرسنیک در جدول باقی مانده بود، eka-aluminium و eca-silicon نامگذاری شدند.

در طی 15 سال آینده، پیش‌بینی‌های مندلیف به طرز درخشانی تأیید شد: هر سه عنصر مورد انتظار کشف شدند. ابتدا، شیمیدان فرانسوی Lecoq de Boisbaudran، گالیوم را کشف کرد که تمام خواص eka-aluminium را دارد. سپس، در سوئد، L. F. Nilsson اسکاندیم را کشف کرد که دارای خواص اکابورون بود، و سرانجام، چند سال بعد در آلمان، K. A. Winkler عنصری را کشف کرد که ژرمانیوم نامیده شد، که مشخص شد مشابه کاسیلیکون است.

برای قضاوت در مورد دقت شگفت انگیز آینده نگری مندلیف، اجازه دهید خواص سیلیسیم اکا را که او در سال 1871 پیش بینی کرد با خواص ژرمانیوم کشف شده در سال 1886 مقایسه کنیم:

کشف گالیم، اسکاندیم و ژرمانیوم بزرگترین پیروزی قانون تناوبی بود.

سیستم تناوبی نیز در تعیین ظرفیت و جرم اتمی برخی از عناصر اهمیت زیادی داشت. بنابراین، عنصر بریلیم برای مدت طولانی به عنوان آنالوگ آلومینیوم در نظر گرفته شده است و اکسید آن به فرمول اختصاص داده شده است. بر اساس ترکیب درصد و فرمول مورد انتظار اکسید بریلیم، جرم اتمی آن 13.5 در نظر گرفته شد. جدول تناوبی نشان داده است که تنها یک مکان برای بریلیم در جدول وجود دارد، یعنی بالای منیزیم، بنابراین اکسید آن باید فرمولی داشته باشد که جرم اتمی بریلیم برابر با 10 است. این نتیجه به زودی با تعیین جرم اتمی بریلیم از چگالی بخار کلرید آن تأیید شد.

دقیقاً و در حال حاضر، قانون تناوبی، ریسمان راهنما و اصل راهنمای شیمی باقی مانده است. بر اساس آن بود که عناصر فرااورانیوم واقع در جدول تناوبی پس از اورانیوم به طور مصنوعی در دهه های اخیر ایجاد شدند. یکی از آنها - عنصر شماره 101 که برای اولین بار در سال 1955 به دست آمد - به افتخار دانشمند بزرگ روسی مندلویوم نامگذاری شد.

کشف قانون تناوبی و ایجاد سیستمی از عناصر شیمیایی نه تنها برای شیمی، بلکه برای فلسفه و برای کل درک ما از جهان اهمیت زیادی داشت. مندلیف نشان داد که عناصر شیمیایی یک سیستم هماهنگ را تشکیل می دهند که بر اساس قانون اساسی طبیعت است. این بیانی است از موضع دیالکتیک ماتریالیستی در مورد پیوستگی و وابستگی متقابل پدیده های طبیعی. با آشکار کردن رابطه بین خواص عناصر شیمیایی و جرم اتم های آنها، قانون تناوبی تأییدی درخشان از یکی از قوانین جهانی توسعه طبیعت - قانون انتقال کمیت به کیفیت بود.

توسعه بعدی علم، بر اساس قانون تناوبی، درک ساختار ماده را بسیار عمیق تر از آنچه در زمان زندگی مندلیف ممکن بود امکان پذیر کرد.

نظریه ساختار اتمی که در قرن بیستم توسعه یافت، به نوبه خود به قانون تناوبی و سیستم تناوبی عناصر، روشنایی جدید و عمیق تری بخشید. سخنان نبوی مندلیف به طرز درخشانی تأیید شد: "قانون دوره ای با نابودی تهدید نمی شود، بلکه فقط روبنا و توسعه وعده داده شده است."

قانون تناوبی و سیستم تناوبی عناصر شیمیایی در پرتو نظریه ساختار اتمی

1 مارس 1869تدوین قانون تناوبی توسط D.I. مندلیف.

خواص مواد ساده و همچنین شکل ها و خواص ترکیبات عناصر به طور دوره ای به وزن اتمی عناصر وابسته است.

در پایان قرن نوزدهم، D.I. مندلیف نوشت که ظاهراً اتم از ذرات کوچکتر دیگری تشکیل شده است و قانون تناوبی این را تأیید می کند.

فرمول مدرن قانون تناوبی.

خواص عناصر شیمیایی و ترکیبات آنها به طور دوره ای به بزرگی بار هسته اتم های آنها بستگی دارد که در تکرارپذیری دوره ای ساختار لایه الکترونی ظرفیت بیرونی بیان می شود.

قانون تناوبی در پرتو نظریه ساختار اتمی

جدول تناوبی در پرتو نظریه ساختار اتمی

نتیجه گیری:

1. هرچه تعداد الکترون ها در سطح بیرونی کمتر باشد و شعاع اتم بزرگتر باشد، الکترونگاتیوی کمتری دارد و از بین بردن الکترون های بیرونی آسان تر است، بنابراین، خواص فلزی بارزتر است.

هر چه تعداد الکترون‌ها در سطح بیرونی بیشتر باشد و شعاع اتم کوچک‌تر باشد، الکترونگاتیوی بیشتر و پذیرش الکترون‌ها آسان‌تر است، بنابراین خواص غیرفلزی قوی‌تر می‌شود.

2. فلزات با رها کردن الکترون مشخص می شوند، در حالی که غیر فلزات با الکترون های دریافت کننده مشخص می شوند.

موقعیت ویژه هیدروژن در جدول تناوبی

هیدروژن در جدول تناوبی دو سلول را اشغال می کند (در یکی از آنها در براکت ها محصور شده است) - در گروه 1 و گروه 7.

هیدروژن در گروه اول قرار دارد زیرا مانند عناصر گروه اول دارای یک الکترون در سطح بیرونی است.

هیدروژن در گروه هفتم قرار دارد زیرا مانند عناصر گروه هفتم قبل از اتمام انرژی

معنی قانون ادواری

جدول تناوبی عناصر به یکی از با ارزش ترین تعمیم ها در شیمی تبدیل شده است. این مانند خلاصه ای از شیمی همه عناصر است، نموداری که از آن می توانید خواص عناصر و ترکیبات آنها را بخوانید. این سیستم امکان شفاف سازی موقعیت، جرم اتمی و مقادیر ظرفیت برخی از عناصر را فراهم کرد. بر اساس جدول، می توان وجود و ویژگی های عناصر هنوز کشف نشده را پیش بینی کرد. مندلیف قانون تناوبی را تدوین کرد و نمایش گرافیکی آن را پیشنهاد کرد، اما در آن زمان تعیین ماهیت تناوب غیرممکن بود. معنای قانون تناوبی بعداً در ارتباط با اکتشافات مربوط به ساختار اتم آشکار شد.

1. قانون تناوبی در چه سالی کشف شد؟

2. مندلیف چه چیزی را مبنای نظام سازی عناصر قرار داد؟

3. قانون کشف شده توسط مندلیف چه می گوید؟

4. تفاوت با فرمولاسیون مدرن چیست؟

5. اوربیتال اتمی به چه چیزی گفته می شود؟

6. چگونه خواص در طول دوره تغییر می کند؟

7. دوره ها چگونه تقسیم می شوند؟

8. به گروه چه می گویند؟

9. گروه ها چگونه تقسیم می شوند؟

10. چه نوع الکترون هایی را می شناسید؟

11. سطوح انرژی چگونه پر می شود؟

سخنرانی شماره 4: ظرفیت و حالت اکسیداسیون. فراوانی تغییرات ملک.

خاستگاه مفهوم ظرفیت.ظرفیت عناصر شیمیایی یکی از مهمترین خواص آنهاست. مفهوم ظرفیت توسط E. Frankland در سال 1852 به علم معرفی شد. در ابتدا، این مفهوم منحصراً ماهیت استوکیومتری داشت و از قانون معادل ها سرچشمه می گرفت. معنای مفهوم ظرفیت از مقایسه مقادیر جرم اتمی و معادل عناصر شیمیایی ناشی می شود.

با استقرار مفاهیم اتمی - مولکولی، مفهوم ظرفیت معنای ساختاری و نظری خاصی پیدا کرد. ظرفیت به عنوان توانایی یک اتم از یک عنصر معین برای اتصال تعداد معینی از اتم های یک عنصر شیمیایی دیگر به خود شروع شد. ظرفیت متناظر اتم هیدروژن به عنوان واحد ظرفیت در نظر گرفته شد، زیرا نسبت جرم اتمی هیدروژن به معادل آن برابر با واحد است. بنابراین، ظرفیت یک عنصر شیمیایی به عنوان توانایی اتم آن برای اتصال تعداد معینی اتم هیدروژن تعریف شد. اگر عنصر معینی با هیدروژن ترکیبی تشکیل نمی داد، ظرفیت آن به عنوان توانایی اتم آن برای جایگزینی تعداد معینی از اتم های هیدروژن در ترکیباتش تعیین می شد.

این ایده از ظرفیت برای ساده ترین ترکیبات تأیید شد.

بر اساس ایده ظرفیت عناصر، ایده ظرفیت کل گروه ها بوجود آمد. بنابراین، به عنوان مثال، گروه OH، از آنجایی که یک اتم هیدروژن را اضافه کرد یا یک اتم هیدروژن را در ترکیبات دیگر خود جایگزین کرد، ظرفیت یک نسبت داده شد. با این حال، هنگامی که به ترکیبات پیچیده تر رسید، ایده ظرفیت ابهام خود را از دست داد. بنابراین، به عنوان مثال، در پراکسید هیدروژن H 2 O 2 ظرفیت اکسیژن باید برابر با یک تشخیص داده شود، زیرا در این ترکیب برای هر اتم اکسیژن یک اتم هیدروژن وجود دارد. با این حال، مشخص است که هر اتم اکسیژن در H 2 O 2 به یک اتم هیدروژن و یک گروه OH تک ظرفیتی متصل است، یعنی اکسیژن دو ظرفیتی است. به طور مشابه، ظرفیت کربن در اتان C 2 H 6 باید برابر با سه تشخیص داده شود، زیرا در این ترکیب سه اتم هیدروژن برای هر اتم کربن وجود دارد، اما از آنجایی که هر اتم کربن به سه اتم هیدروژن و یک گروه تک ظرفیتی CH متصل است. 3، کربن ظرفیت در C 2 H 6 برابر با چهار است.

لازم به ذکر است که هنگام شکل گیری ایده هایی در مورد ظرفیت عناصر منفرد، این شرایط پیچیده در نظر گرفته نشده است و فقط ترکیب ساده ترین ترکیبات در نظر گرفته شده است. اما حتی در همان زمان، معلوم شد که برای بسیاری از عناصر، ظرفیت در ترکیبات مختلف یکسان نیست. این امر به ویژه برای ترکیبات برخی از عناصر با هیدروژن و اکسیژن، که در آنها ظرفیت های مختلف ظاهر می شود، قابل توجه بود. بنابراین، در ترکیب با هیدروژن، ظرفیت گوگرد برابر با دو و با اکسیژن - شش است. بنابراین، آنها شروع به تمایز بین ظرفیت برای هیدروژن و ظرفیت برای اکسیژن کردند.

متعاقباً، در ارتباط با این ایده که در ترکیبات برخی از اتم‌ها قطبی مثبت و برخی دیگر منفی هستند، مفهوم ظرفیت در ترکیبات اکسیژن و هیدروژن با مفهوم ظرفیت مثبت و منفی جایگزین شد.

مقادیر مختلف ظرفیت برای عناصر مشابه نیز در ترکیبات مختلف آنها با اکسیژن آشکار شد. به عبارت دیگر، همان عناصر قادر به نشان دادن ظرفیت مثبت متفاوتی بودند. اینگونه بود که ایده ظرفیت مثبت متغیر برخی از عناصر ظاهر شد. در مورد ظرفیت منفی عناصر غیر فلزی، به عنوان یک قاعده، ثابت شد که برای همان عناصر ثابت است.

اکثر عناصر دارای ظرفیت مثبت متغیر بودند. با این حال، هر یک از این عناصر با حداکثر ظرفیت خود مشخص می شد. این حداکثر ظرفیت نامیده می شود مشخصه.

بعدها، در ارتباط با ظهور و توسعه نظریه الکترونیکی ساختار اتمی و پیوندهای شیمیایی، ظرفیت با تعداد الکترون هایی که از یک اتم به اتم دیگر عبور می کنند یا با تعداد پیوندهای شیمیایی که بین اتم ها در اتم ایجاد می شود مرتبط شد. فرآیند تشکیل یک ترکیب شیمیایی

الکتریسیته و کووالانسی.اگر دو عنصر یک ترکیب یونی تشکیل دهند، ظرفیت مثبت یا منفی یک عنصر به آسانی مشخص می شود: عنصری که اتم آن به یون با بار مثبت تبدیل می شود دارای ظرفیت مثبت در نظر گرفته می شود و عنصری که اتم آن به یون با بار منفی تبدیل می شود دارای یک ظرفیت منفی است. ظرفیت. مقدار عددی ظرفیت برابر با مقدار بار یون در نظر گرفته شد. از آنجایی که یون‌های موجود در ترکیبات از اهدا و جذب الکترون توسط اتم‌ها تشکیل می‌شوند، مقدار بار یون‌ها با تعداد الکترون‌هایی که داده شده (مثبت) و اضافه شده (منفی) توسط اتم‌ها تعیین می‌شود. بر این اساس، ظرفیت مثبت یک عنصر با تعداد الکترون های اهدا شده توسط اتم آن، و ظرفیت منفی - با تعداد الکترون های متصل شده توسط یک اتم مشخص اندازه گیری شد. بنابراین، از آنجایی که ظرفیت با مقدار بار الکتریکی اتم ها اندازه گیری می شد، نام الکترووالانسی را دریافت کرد. به آن ظرفیت یونی نیز می گویند.

در بین ترکیبات شیمیایی آنهایی وجود دارند که اتمهای آنها در مولکولهای آنها قطبی نشده اند. بدیهی است که برای آنها مفهوم الکترووالانسی مثبت و منفی قابل استفاده نیست. اگر مولکول از اتم های یک عنصر (مواد اولیه) تشکیل شده باشد، مفهوم معمول ظرفیت استوکیومتری معنای خود را از دست می دهد. با این حال، به منظور ارزیابی توانایی اتم ها برای اتصال تعداد معینی از اتم های دیگر، آنها شروع به استفاده از تعداد پیوندهای شیمیایی که بین یک اتم معین و سایر اتم ها در طول تشکیل یک ترکیب شیمیایی ایجاد می شود، کردند. از آنجایی که این پیوندهای شیمیایی که جفت الکترونی هستند که به طور همزمان به هر دو اتم متصل هستند، کووالانسی نامیده می شوند، توانایی یک اتم برای تشکیل تعداد معینی پیوند شیمیایی با اتم های دیگر را کووالانسی می نامند. برای ایجاد کووالانسی، از فرمول های ساختاری استفاده می شود که در آن پیوندهای شیمیایی با خط تیره نشان داده می شوند.

حالت اکسیداسیون و عدد اکسیداسیون.در واکنش‌های تشکیل ترکیبات یونی، انتقال الکترون‌ها از یک اتم یا یون واکنش‌دهنده به یون‌های دیگر با تغییر متناظر در مقدار یا علامت ظرفیت الکتریکی آنها همراه است. هنگامی که ترکیباتی با طبیعت کووالانسی تشکیل می شوند، چنین تغییری در حالت الکترووالانتی اتم ها در واقع رخ نمی دهد، بلکه فقط توزیع مجدد پیوندهای الکترونیکی صورت می گیرد و ظرفیت مواد واکنش دهنده اولیه تغییر نمی کند. در حال حاضر، برای توصیف وضعیت یک عنصر در اتصالات، یک مفهوم شرطی معرفی شده است حالت های اکسیداسیون. بیان عددی حالت اکسیداسیون نامیده می شود عدد اکسیداسیون.

اعداد اکسیداسیون اتم ها می تواند دارای مقادیر مثبت، صفر و منفی باشد. یک عدد اکسیداسیون مثبت با تعداد الکترون های کشیده شده از یک اتم مشخص و یک عدد اکسیداسیون منفی با تعداد الکترون های جذب شده توسط یک اتم مشخص تعیین می شود. عدد اکسیداسیون را می توان به هر اتم در هر ماده ای اختصاص داد، که برای آن باید با قوانین ساده زیر هدایت شوید:

1. اعداد اکسیداسیون اتم ها در هر ماده اولیه صفر است.

2. اعداد اکسیداسیون یونهای بنیادی در مواد با ماهیت یونی برابر با مقادیر بارهای الکتریکی این یونها است.

3. اعداد اکسیداسیون اتم ها در ترکیبات با ماهیت کووالانسی با محاسبه مرسوم تعیین می شود که هر الکترونی که از یک اتم گرفته می شود باری برابر با 1+ به آن می دهد و هر الکترون جذب شده باری برابر با 1- به آن می دهد.

4. مجموع جبری اعداد اکسیداسیون همه اتم های هر ترکیب صفر است.

5. اتم فلوئور در تمام ترکیباتش با عناصر دیگر دارای عدد اکسیداسیون 1- است.

تعیین حالت اکسیداسیون با مفهوم الکترونگاتیوی عناصر مرتبط است. با استفاده از این مفهوم، قانون دیگری تدوین می شود.

6. در ترکیبات، عدد اکسایش برای اتمهای عناصر با الکترونگاتیوی بالاتر منفی و برای اتمهای عناصر با الکترونگاتیوی کمتر مثبت است.

بنابراین مفهوم حالت اکسیداسیون جایگزین مفهوم الکترووالانسی شده است. در این راستا استفاده از مفهوم کووالانسی نامناسب به نظر می رسد. برای مشخص کردن عناصر، بهتر است از مفهوم ظرفیت استفاده کنیم و آن را با تعداد الکترون هایی که توسط یک اتم معین برای تشکیل جفت الکترون استفاده می شود، تعریف کنیم، صرف نظر از اینکه آیا آنها به یک اتم معین جذب می شوند یا برعکس، از آن خارج می شوند. سپس ظرفیت به صورت یک عدد بدون علامت بیان می شود. بر خلاف ظرفیت، حالت اکسیداسیون با تعداد الکترون‌هایی که از یک اتم معین (مثبت) کشیده می‌شوند یا به سمت آن جذب می‌شوند (منفی) تعیین می‌شود. در بسیاری از موارد، مقادیر حسابی ظرفیت و حالت اکسیداسیون منطبق است - این کاملاً طبیعی است. در برخی موارد، مقادیر عددی ظرفیت و حالت اکسیداسیون با یکدیگر متفاوت است. به عنوان مثال، در مولکول های هالوژن آزاد ظرفیت هر دو اتم برابر با یک و حالت اکسیداسیون صفر است. در مولکول های اکسیژن و پراکسید هیدروژن ظرفیت هر دو اتم اکسیژن دو است و حالت اکسیداسیون آنها در مولکول اکسیژن صفر و در مولکول پراکسید هیدروژن منهای یک است. در مولکول های نیتروژن و هیدرازین - N 4 H 2 - ظرفیت هر دو اتم نیتروژن سه است و حالت اکسیداسیون در مولکول نیتروژن عنصری صفر و در مولکول هیدرازین منهای دو است.

بدیهی است که ظرفیت اتم هایی را مشخص می کند که تنها بخشی از هر ترکیبی هستند، حتی یک ترکیب هم هسته ای، یعنی متشکل از اتم های یک عنصر. بی معنی است که در مورد ظرفیت اتم های جداگانه صحبت کنیم. درجه اکسیداسیون وضعیت اتم ها را مشخص می کند که هم در یک ترکیب قرار دارند و هم به طور جداگانه وجود دارند.

سوالاتی برای تقویت موضوع:

1. چه کسی مفهوم «ظرفیت» را معرفی کرد؟

2. والنسی به چه چیزی گفته می شود؟

3. تفاوت بین ظرفیت و حالت اکسیداسیون چیست؟

4. ظرفیت چیست؟

5- حالت اکسیداسیون چگونه تعیین می شود؟

6. آیا ظرفیت و حالت اکسیداسیون یک عنصر همیشه برابر است؟

7- ظرفیت یک عنصر توسط کدام عنصر تعیین می شود؟

8. چه چیزی ظرفیت یک عنصر را مشخص می کند و حالت اکسیداسیون چگونه است؟

9. آیا ظرفیت یک عنصر می تواند منفی باشد؟

سخنرانی شماره 5: سرعت یک واکنش شیمیایی.

واکنش های شیمیایی می توانند به طور قابل توجهی در زمان رخ دادن آنها متفاوت باشند. مخلوطی از هیدروژن و اکسیژن در دمای اتاق می تواند تقریباً برای مدت طولانی بدون تغییر باقی بماند، اما در صورت برخورد یا مشتعل شدن، انفجار رخ می دهد. صفحه آهنی به آرامی زنگ می زند و تکه ای از فسفر سفید خود به خود در هوا مشتعل می شود. مهم است که بدانیم یک واکنش خاص چقدر سریع رخ می دهد تا بتوان پیشرفت آن را کنترل کرد.

اهمیت علمی قانون تناوبی. زندگی و کار D.I. مندلیف

کشف قانون تناوبی و ایجاد جدول تناوبی عناصر شیمیایی بزرگترین دستاورد علم قرن نوزدهم است. تایید تجربی جرم‌های اتمی نسبی تغییر یافته توسط D.I. مندلیف، کشف عناصر با ویژگی‌های پیش‌بینی‌شده توسط وی، و محل گازهای بی‌اثر باز در جدول تناوبی منجر به شناخت جهانی قانون تناوبی شد.

کشف قانون تناوبی منجر به توسعه سریع شیمی شد: طی سی سال آینده، 20 عنصر شیمیایی جدید کشف شد. قانون تناوبی به توسعه بیشتر کار در مورد مطالعه ساختار اتم کمک کرد، در نتیجه رابطه بین ساختار اتم و تغییر دوره ای خواص آنها برقرار شد. بر اساس قانون تناوبی، دانشمندان توانستند موادی با خواص داده شده استخراج کرده و عناصر شیمیایی جدیدی را سنتز کنند. قانون تناوبی به دانشمندان این امکان را داده است که فرضیه هایی در مورد تکامل عناصر شیمیایی در جهان بسازند.

قانون تناوبی D.I. مندلیف دارای اهمیت علمی کلی است و یک قانون اساسی طبیعت است.

دیمیتری ایوانوویچ مندلیف در سال 1834 در توبولسک به دنیا آمد. پس از فارغ التحصیلی از زورخانه توبولسک، در انستیتوی آموزشی سن پترزبورگ تحصیل کرد و با مدال طلا از آن فارغ التحصیل شد. در دوران دانشجویی، D.I. مندلیف شروع به انجام تحقیقات علمی کرد. پس از تحصیل، دو سال را در خارج از کشور در آزمایشگاه شیمیدان معروف رابرت بونسن گذراند. در سال 1863، ابتدا در موسسه فناوری سن پترزبورگ و سپس در دانشگاه سن پترزبورگ به عنوان استاد انتخاب شد.

مندلیف تحقیقاتی در زمینه ماهیت شیمیایی محلول ها، وضعیت گازها و گرمای احتراق سوخت انجام داد. او به مسائل مختلف کشاورزی، معدن، مسائل متالورژی علاقه مند بود، روی مشکل گازسازی زیرزمینی سوخت کار می کرد و در رشته مهندسی نفت تحصیل می کرد. مهم ترین نتیجه فعالیت خلاقانه که برای D.I. مندلیف شهرت جهانی به ارمغان آورد، کشف قانون تناوبی و جدول تناوبی عناصر شیمیایی در سال 1869 بود. او حدود 500 مقاله در مورد شیمی، فیزیک، فناوری، اقتصاد و ژئودزی نوشت. او سازماندهی و مدیر اولین اتاق اوزان و اندازه گیری روسیه بود و آغاز اندازه گیری مدرن را به پایان رساند. معادله کلی حالت یک گاز ایده آل را اختراع کرد و معادله کلاپیرون (معادله کلاپیرون- مندلیف) را تعمیم داد.

مندلیف 73 سال عمر کرد. او به خاطر دستاوردهای خود به عضویت 90 آکادمی علوم خارجی و دکترای افتخاری بسیاری از دانشگاه ها انتخاب شد. یکصد و یکمین عنصر شیمیایی (مندلویوم) به افتخار او نامگذاری شده است.